Equilibrio químico en reacciones orgánicas

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Las reacciones en química analítica suelen ser reversibles. En química general, se entiende que las reacciones reversibles conducen al establecimiento del equilibrio químico, en el cual están presentes en la solución todas las sustancias, tanto las iniciales como las formadas durante el proceso de reacción. La causa del equilibrio químico es la igualación de las velocidades de la reacción directa y la inversa, lo cual ocurre debido a los cambios en las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción.

Considérese una reacción reversible en solución:

A + B \rightleftharpoons C + D

La velocidad de la reacción directa es proporcional a las concentraciones de las sustancias \( A \) y \( B \):

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v_1 = k_1 [A][B]

Para la reacción inversa, la velocidad es:

v_2 = k_2 [C][D]

En el equilibrio, se cumple que:

k_1 [A][B] = k_2 [C][D]

De donde se deduce:

K = \frac{[C][D]}{[A][B]}

Para una reacción del tipo:

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A + 2B \rightleftharpoons C + D

la constante de equilibrio \( K \) se expresa como:

K = \frac{[C][D]}{[A][B]^2}

En términos generales, para una reacción de la forma:

mA + nB \rightleftharpoons pC + qD

la constante de equilibrio se define como:

K = \frac{[C]^p [D]^q}{[A]^m [B]^n}

Esta expresión matemática es fundamental en la ley de acción de masas, que establece que, en el equilibrio, el cociente entre el producto de las concentraciones de los productos de la reacción y el producto de las concentraciones de los reactivos, ambos elevados a sus coeficientes estequiométricos correspondientes, es una constante a una temperatura dada.

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Dado que \( K = \frac{k_1}{k_2} \), esta relación indica cuántas veces la velocidad de la reacción directa es mayor que la velocidad de la reacción inversa. Si \( K \) es menor que 1, la reacción inversa ocurre a mayor velocidad. Si \( K \) es grande, la reacción directa se desarrolla casi hasta completarse, mientras que la reacción inversa es casi despreciable. En cambio, si \( K \) es muy pequeño, predomina la reacción inversa, y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.

Expresión General para la Constante \( K_c \)

El equilibrio químico es un estado en el cual no se observan cambios con el tiempo en las concentraciones de los reactivos y productos. Para una reacción en equilibrio de la forma:

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aA + bB \rightleftharpoons cC + dD

la constante de equilibrio \( K_c \) se define como el producto de las concentraciones de los productos en el equilibrio, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio, elevadas a sus respectivos coeficientes.

Efecto de un Cambio en las Condiciones de Equilibrio

Diversos factores pueden modificar el estado de equilibrio, como la temperatura, la presión y las concentraciones. Según el Principio de Le Chatelier, si se altera alguno de estos factores, el sistema se ajusta para contrarrestar dicha variación:

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Efecto de la temperatura: Aumentar la temperatura en un sistema en equilibrio favorece la reacción endotérmica (absorbe calor), desplazando el equilibrio en esa dirección.

Efecto de la presión: Un aumento en la presión desplazará el equilibrio hacia el lado con menor cantidad de moles gaseosos, para reducir el volumen.

Efecto de las concentraciones: Un aumento en la concentración de uno de los reactivos desplaza el equilibrio hacia la formación de productos; lo contrario ocurre si se disminuye dicha concentración. Un aumento en la concentración de productos desplaza el equilibrio hacia los reactivos, y viceversa.

Relación entre \( K_c \) y \( K_p \)

Para relacionar \( K_c \) con \( K_p \), se emplea la ecuación de gases ideales. La presión parcial de un gas en una mezcla es:

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p_i = \frac{n_i RT}{V} = C_i RT

y usando esta relación, se obtiene que:

K_p = K_c (RT)^{\Delta n}

donde \( \Delta n \) es la diferencia entre la suma de los moles estequiométricos de productos y reactivos en estado gaseoso.

Relación entre la Variación de Energía Libre de Gibbs y la Constante de Equilibrio

La variación de Energía Libre de Gibbs (\( \Delta G \)) y la constante de equilibrio \( K_p \) están relacionadas mediante:

\Delta G = - RT \ln K_p

donde \( R \) es la constante de los gases y \( T \) es la temperatura absoluta.

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Materiales

  • 2 erlenmeyer de 50 ml
  • Pipetas Pasteur de plástico
  • 2 pipetas aforadas de 1 ml
  • Propipeta o pipeteador
  • Bureta
  • Soporte universal
  • Pinza para bureta
  • Frascos

Reactivos

  • Fenolftaleína
  • Ácido acético
  • Acetato de etilo
  • Etanol absoluto
  • Agua destilada
  • Hidróxido de sodio 0.2 N previamente estandarizada
  • Ácido clorhídrico 3N
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Procedimiento – Equilibrio en reacciones orgánicas

Preparación de muestras

Se procede a preparar dos matraces con las cantidades y concentraciones indicadas en la siguiente tabla de reactivos:

ReactivosErlenmeyer 1Erlenmeyer 2
Ácido Acético2 ml
Acetato de Etilo2 ml
Etanol Absoluto3 ml
Agua Destilada3 ml
HCl 3N5 ml5 ml

Luego de prepararlas dejar que las soluciones alcancen el equilibrio químico y termodinámico (15 minutos)

Valoración del ácido clorhídrico

Se debe realizar una valoración con NaOH para determinar con precisión la concentración de HCl en ambas soluciones.

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Valoración de las muestras

Después de enfriar la mezcla, se extrae 1 ml de esta con una pipeta de cada uno de los erlenmeyer para proceder con el análisis.

Para cuantificar la concentración de ácido acético, se titula la muestra de 1 ml con NaOH, utilizando fenolftaleína como indicador.

Reacción en el erlenmeyer 1

\text{CH}_3\text{COOH} + \text{C}_2\text{H}_5\text{OH} \xrightarrow{\text{HCl}} \text{CH}_3\text{COOC}_2\text{H}_5 + \text{H}_2\text{O}

Reacción en el erlenmeyer 2

\text{CH}_3\text{COOC}_2\text{H}_5 + \text{H}_2\text{O} \xrightarrow{\text{HCl}} \text{CH}_3\text{COOH} + \text{C}_2\text{H}_5\text{OH}

Después del laboratorio

  • Determinar las concentraciones en (mol/L) iniciales de reactantes y producto.
  • Determinar las concentraciones de equilibrio de cada reactante y producto en cada erlenmeyer
  • Determinar la constante de equilibrio de cada sistema
  • Determinar el cambio de energía libre de Gibbs (ΔG)
  • Analizar como el principio de Le Chatelier se cumple en los sistemas estudiados

Como citar este artículo:

APA: (2025-03-19). Equilibrio químico en reacciones orgánicas. Recuperado de https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/equilibrio-quimico-en-reacciones-organicas/

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ACS: . Equilibrio químico en reacciones orgánicas. https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/equilibrio-quimico-en-reacciones-organicas/. Fecha de consulta 2025-08-17.

IEEE: , "Equilibrio químico en reacciones orgánicas," https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/equilibrio-quimico-en-reacciones-organicas/, fecha de consulta 2025-08-17.

Vancouver: . Equilibrio químico en reacciones orgánicas. [Internet]. 2025-03-19 [citado 2025-08-17]. Disponible en: https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/equilibrio-quimico-en-reacciones-organicas/.

MLA: . "Equilibrio químico en reacciones orgánicas." https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/equilibrio-quimico-en-reacciones-organicas/. 2025-03-19. Web.

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