Se tiene la siguiente reacción química elemental : 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) si a temperatura constante el volumen del reactor disminuye a la mitad. ¿Cómo cambia la velocidad de reacción? resolución Doy corona
Respuestas a la pregunta
Respuesta:
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la Figura 5.1. Así pues, si
tenemos una reacción:
aA + bB vi
⎯⎯→vd
←⎯⎯ cC + dD
vd = velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi = velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio.
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin
de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos
que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, ΔG = 0 (ver el Apartado 5.9 de esta Unidad).
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha
si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y
se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por
tanto, las dos situaciones representadas en la Figura 5.2.
Consideremos la reacción de obtención del trióxido de azufre a partir de azufre y oxígeno
a 1 000 °C según:
2 SO2 (g) + O2 (g) →← 2 SO3 (g)
Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones
opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.
Velocidad
Formación (Vd)
Equilibrio Vd = Vi
Descomposición Vi
Reacción: H2 1 I2 2 HI
te
te = tiempo para alcanzar el equilibrio
t
H2 y I2
HI
Fig. 5.1. Velocidades de formación
y descomposición del HI.
[A ]
[A ] [B ]
[C ] [D ]
[A ] [B ]
[C ] [D ]
[B ]
[C ]
[B ]
(a)
(b)
Zona de equilibrio
Concentraciones
Concentraciones
te Tiempo
te Tiempo
Fig. 5.2. Representación de un sistema
en equilibrio cuando predominan los
reactivos (a) o los productos (b).
Fig. 5.3. Representación del equilibrio para la formación del SO3 a) y para la descomposición del SO3 b).
[SO2] = 0,34 M
0,4
Concentración
te Tiempo
0,3
0,2
0,1
0,0
[SO3] = 0,06 M
[O2] = 0,17 M
a
[SO2] = 0,34 M 0,4
Concentración
te Tiempo
0,3
0,2
0,1
0,0
[SO3] = 0,06 M
[O2] = 0,17 M
b
Supongamos que inicial-
mente partimos de 0,4 mo-
les de SO2 y 0,2 moles de O2
en un recipiente de 1 litro
de capacidad. Al cabo del
tiempo vemos que se esta-
blece el equilibrio y se com-
prueba que se han formado
0,06 moles de SO3 y quedan
sin reaccionar 0,34 moles
de SO2 y 0,17 moles de O2
[ver Figura 5.3.a].
A continuación variamos las con-
centraciones de partida y reali-
zamos otra experiencia. Partimos
ahora de 0,4 moles de SO3 en el
mismo recipiente, sin añadir ni SO2
ni O2. Al alcanzarse el equilibrio,
en las mismas condiciones ante-
riores, 1000 °C, comprobamos que
las concentraciones de las espe-
cies que intervienen en la reacción
son las mismas que las obtenidas
anteriormente [ver Figura 5.3.b].
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas,
pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción
se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanen