Equilibrio Heterogeneo

EQUILIBRIO HETEROGÉNEO.
Cuando el equilibrio químico se establece una fase (una mezcla de gases, un solución líquida) tenemos entonces un equilibrio homogéneo. Cuando el equilibrio consta de más de una fase (gas y sólido, o líquido y sólido) se dice, entonces, que el equilibrio es heterogéneo.

Una solución saturada en equilibrio con soluto si disolver es un ejemplo clásico de equilibrio heterogéneo.
Por el momento nos limitaremos a reacciones gas - sólido.

La velocidad de una reacción con dos fases depende del área de la superficie de contacto entre las dos fases.
Sin embargo, cualquier cambio en esta área tiene el mismo efecto sobre las reacciones directa e inversa.
Si se establece el equilibrio, las dos velocidades son iguales y permanecen iguales después de la variación en área superficial.

APLICACIÓN DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER.

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación”.

• La adición o sustracción de un sólido o un líquido no produce efectos, siempre y cuando algo de la sustancia que participa en la reacción esté todavía presente.
• La variación de la concentración de un gas desplaza el equilibrio en la dirección que contrarreste los efectos de dicha variación, al igual que en las reacciones en fase totalmente gaseosa.
• Para decidir cual es el efecto de una variación de volumen del recipiente, se cuentan solamente los moles de gas.

EQUILIBRIO EN SOLUCIONES
Un soluto en una solución líquida, al igual que un gas, tiene una concentración que puede variar al verificarse una reacción.

Enfocaremos nuestra atención en soluciones diluidas, en las que un componente - el disolvente - es mucho más abundante que todos los demás.

En una solución diluida, las moléculas de disolvente son mucho más numerosas que todas las demás.
Si el disolvente no aparece en la ecuación química, no se presenta la disyuntiva de incluir u omitir su concentración o fracción mol.

No obstante, la constante de equilibrio de cualquier reacción depende de la identidad del disolvente.
Como antes los sólidos no disueltos se omiten en la condición de equilibrio, apareciendo las concentraciones de los gases.

El principio de Le Chatelier es el mismo para las reacciones en solución que para los otros casos que hemos estudiado, pero existen dos puntos que es menester recordar:
• Si una de las sustancias reaccionantes del sólido puro (o, aunque es menos frecuente, un líquido puro que no se mezcle con la solución), su cantidad no importa, siempre y cuando el sistema contenga algo de dicho sólido.
• El aumento del volumen por adición del disolvente desplaza el equilibrio en la reacción que conduce a un mayor número de partículas disueltas (moléculas iones).

PRODUCTO IÓNICO Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.
Ya habíamos mencionado que el equilibrio heterogéneo es donde está presente más de una fase (sólido, líquido o gaseoso) tratando este tema tenemos un ejemplo, una solución saturada de cloruro de plata que contiene AgCl sólido. En este caso el precipitado de AgCl está en contacto con el líquido flotante el cual está saturado con los iones del precipitado, Ag+ y Cl- .

La ecuación de equilibrio es:
AgCl(s) ! Ag+ (en solución) + Cl- (en solución)

En la superficie del precipitado, los iones Ag+ y Cl- están constantemente viajando hacia la solución y volviéndose a precipitar, puesto que este es un proceso en equilibrio
Keq = (Ag+ ) x (Cl-)
AgCl(s)

A diferencia del equilibrio homogéneo, la adición de más AgCl sólido no causa cambio alguno en la concentración de los iones plata en solución. El término AgCl(s) es una constante por que la concentración de cualquier compuesto en estado sólido es independiente de la cantidad de sólido presente. Entonces, la ecuación se puede simplificar si se combinan las dos constantes.
(Ag+ ) x (Cl-) = Keq x (AgCl(s)) = Kps

Cuando la constante Kps se escribe en esta forma, incluyendo solamente el producto de las concentraciones de los iones, se denomina “CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD y su valor es constante a una temperatura dada.

EQUILIBRIO HETEROGÉNEOS “CONCENTRACIONES DE SÓLIDOS Y LÍQUIDOS”
Tenemos un ejemplo en el equilibrio
2C(s) + O2 ! 2CO(g)
existe la fase sólida (carbono puro) y la gaseosa (mezcla de oxígeno y monóxido de carbono). La expresión de la constante de equilibrio será:
K´c = (CO)2
(C)2 x (O2)
donde CO2 es la concentración del monóxido de carbono en fase gaseosa, (C) la del carbono sólido y (O2) la del gas oxígeno.

Esta expresión de equilibrio se puede simplificar por que las concentraciones de los gases son variables, en cambio las concentraciones del carbono sólido es constante. En general, a temperatura constante, no puede variarse la concentración de cualquier sustancia líquida sólida, ya que resulta ser una constante que al ser multiplicada por la constante de equilibrio forma o proporcionan una nueva constante.
Así el equilibrio se puede escribir
K´c = x (C)2 = (CO)2
(O2)
y por ser (C) constante, lo será también el producto K´c dando finalmente
K´c = (CO)2
(O2)

La regla es muy sencilla: en la expresión de la constante de equilibrio se suprimen los líquidos y los sólidos puros: Así por ejemplo en la reacción a 100°C
H2(g) + S(s) ! H2S(s) K= 1
[H2]




Referencia:
http://html.rincondelvago.com/equilibrio-heterogeneo.html