Primer Año - G.E.A. Prof. Adjunto: Pablo Fernandez. J.T.P: Matías Marcantonio. 2013

Se denominan procesos irreversibles a todos aquellos que manifiestan una tendencia a producirse en un determinado sentido. Sabemos que muchas reacciones químicas se verifican disminuyendo la concentración o la cantidad de las sustancias reaccionantes y terminan cuando se agotan. Estas son las reacciones químicas irreversibles. KClO3 KCl + 3/2 O2

H2O2 H2O + ½ O2

Na + H2O NaOH + ½ H2

Por el contrario, se define un proceso reversible cuando tiene lugar en condiciones tales que basta una modificación mínima, infinitesimal, de dichas condiciones parta que se invierta su sentido. La evolución del sistema tiene lugar, cuando es reversible, a través de una serie de estados de equilibrio. Estas son las reacciones reversibles. 3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2 2 CrO4 -2 + 2 H+ Cr2O7 -2 + H2O Los productos de la reacción que se forman a partir de las sustancias iniciales se combinan a su vez entre sí para dar nuevamente las sustancias reaccionantes. Las dos reacciones directa e inversa son simultáneas, continúan verificándose pero se anulan recíprocamente. Se ve que el sistema aparentemente no cambia, no importa cuánto tiempo sigamos observándolo. Se diría que el sistema se halla en condición estática. Ha perdido su tendencia al cambio químico y decimos que se encuentra en estado de equilibrio químico. Un sistema químico en equilibrio es un sistema estático a escala macroscópica, aunque dinámico a escala microscópica. 2

Muchas reacciones químicas, al igual que los cambios de fase, son reversibles. Como consecuencia, hay condiciones de concentración y temperatura, bajo las cuales, los reactivos y productos coexisten en equilibrio. A un recipiente de un litro y a 445°C se añaden un mol de H2 y un mol de I2. Al cabo de un tiempo disminuye el color púrpura del vapor de I2. H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

Llega un momento en que se observa una intensidad contaste de color, ya que no cambia al pasar el tiempo, siempre y cuando la T°C permanezca constante. En otro recipiente de un litro colocamos 2 moles de HI a 445°C. a medida que pasa el tiempo, aparece un color púrpura. 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)

Luego aumenta la intensidad del color hasta que se hace constante. Al determinar en cada caso las concentraciones de las distintas especies: I2, H2 y HI, se encuentra que son las mismas en ambos experimentos: [I2]=[H2]= 0,20 moles/l y [HI]= 1,60 moles/l. Por lo tanto, se ha alcanzado un estado de equilibrio químico, que a semejanza con el equilibrio físico de la evaporación y condensación, tiene velocidades iguales en uno y otro sentido.

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Condiciones para que se establezca el equilibrio

1- que el sistema sea cerrado.

2- que la temperatura sea constante.

3- que se observe constancia de alguna propiedad macroscópica (color, masa, viscosidad, etc.)

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El N2O4 (sustancia incolora) se disocia para formar NO2 (color café). Como la reacción ocurre en un sistema cerrado, al final alcanza el equilibrio. El N2O4 sólido se evapora cuando se calienta por arriba de su punto de ebullición(21,2°C), y el gas se vuelve cada vez mas oscuro. Al final, aun cuando todavía exista N2O4, el color deja de tornarse oscuro debido a que el sistema alcanza el equilibrio. Obtenemos una mezcla de equilibrio de N2O4 y NO2 en la que las concentraciones de los gases ya no cambian conforme pasa el tiempo. Se forma una mezcla de equilibrio debido a que la reacción es reversible. El N2O4 puede reaccionar con el NO2 y viceversa. N2O4 (g) 2 NO2(g)

Incoloro café

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Llamemos reacción directa a la descomposición del N2O4, y reacción inversa a la reacción de NO2 para volver a formar N2O4. Rc. Directa: N2O4(g) 2 NO2(g) velocidad d: Kd [N2O4] Rc. Inversa: 2 NO2 (g) N2O4(g) velocidad i: Ki [NO2]2

Donde Kd y Ki son las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa. En el equilibrio, la velocidad a la que se forman los productos a partir de los reactivos es igual a la que se forma los reactivos a partir de los productos: Kd[N2O4] = Ki[NO2]2

Directa inversa [NO2]2 = Kd = una constante [N2O4] Ki

El cociente de 2 constantes, es por sí una constante. No hay diferencia alguna si comenzamos con N2O4 o con NO2, o incluso con alguna mezcla de ambos. En el equilibrio la relación es igual a un valor específico. Así, en el equilibrio existe una restricción importante con respecto a las proporciones de N2O4 y NO2.

Una vez que el equilibrio se establece, las concentraciones de N2O4 y NO2 ya no cambian. Sin embargo, si la composición de la mezcla de equilibrio permanece constante con el tiempo, no quiere decir que el N2O4 y el NO2 dejen de reaccionar. Por el contrario, el equilibrio es dinámico; algo de N2O4 continúa convirtiéndose en NO2 y algo del NO2 continúa convirtiéndose en N2O4.

Varios conceptos importantes del equilibrio: - En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos ya no cambian con

el tiempo. - Para que se establezca el equilibrio, ni los reactivos ni los productos pueden salir

del sistema - En el equilibrio, una relación específica de los términos de concentración es igual a

una constante 7

La ley de acción de masas, la cual expresa, para cualquier reacción, la relación entre las concentraciones de los reactivos y los productos presentes en el equilibrio. aA + bB dD + eE Donde A,B,D y E son las especies químicas involucradas y a,b,d y e sus coeficientes en la ecuación balanceada. De acuerdo a la ley de masas la condición de equilibrio se expresa como: Kc = [D]d[E]e

[A]a [B]b

A esta relación la llamamos expresión de la constante de equilibrio de la reacción. La expresión de la constante de equilibrio sólo depende de la estequiometría de la reacción, no de su mecanismo. El valor de la constante de equilibrio (Kc) sólo depende de la reacción específica y de la temperatura.

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Ejercicio N°1: Escriba la expresión de la constante de equilibrio en cada una de las siguientes reacciones: A) 2 O3 (g) 3 O2 (g)

B) 2 NO (g) + Cl2 (g) 2 NOCl (g)

C) Ag+ (ac) + 2 NH3 (ac) Ag(NH3)2

+ (ac)

D) H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

E) Cd +2

(ac) + 4 Br – (ac) CdBr4 -2 (ac)

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Constante de equilibrio en términos de la presión, Kp…

Cuando, tanto los reactivos y productos de una reacción química son gases, podemos formular la expresión de la constante de equilibrio en términos de presiones parciales, en lugar de hacerlo con concentraciones molares (Kc). La expresión general de Kp es: Kp = (PD)d (PE)e

(PA)a (PB)b

Para una reacción dada, el valor de Kc, en general es diferente al valor de Kp. Por lo tanto, debemos indicar por medio de un subíndice (c o p), cuál constante estamos utilizando. Es posible calcular una a partir de la otra mediante la ecuación general de los gases para convertir entre concentración y presión: PV=n RT P= (n/V) RT P= M RT Las unidades usuales para n/V son mol/L, lo cual es igual a la molaridad, M. Por lo tanto, para la sustancia A vemos que: PA = (nA/V) RT = [A] RT Cuando sustituimos en la ecuación general de Kp, obtenemos una expresión general: Kp = Kc (RT) Δn

donde PA es la presión parcial de A en atmósferas y así sucesivamente.

Δn es el cambio en el número de moles de la reacción. Δn = (moles de productos) – (moles de reactivos) 10

Ejercicio N°2: A) En la síntesis de amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno;

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Kc = 9.60 a 300°C. Calcule Kp para esta reacción a esta temperatura. B) Para el equilibrio, 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) Kc = 4,08 x 10-3 a 1000 K. Calcule el valor de Kp.

Constante de equilibrio y unidades… La constante de equilibrio esta relacionada con la cinética de la reacción, así como con la termodinámica del proceso. Las constantes de equilibrio derivadas de mediciones termodinámicas se definen en términos de actividades en lugar de concentraciones o presiones parciales. La actividad de cualquier sustancia en una mezcla ideal es la relación de la concentración o la presión de la sustancia con respecto a una concentración de referencia (1 M) o una presión de referencia (1 atm). Por ejemplo, si la concentración de una sustancia en una mezcla de equilibrio es 0.010 M, su actividad es 0.010 M/ 1 M = 0.010. las unidades de tales relaciones siempre se cancelan y, como consecuencia, las actividades no tienen unidades. En el caso de sólidos y líquidos puros, las actividades son simplemente iguales a 1. En los sistemas reales, las actividades también son relaciones que no tienen unidades.

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Magnitud de las constante de equilibrio… Las contantes pueden variar de muy grandes a muy pequeñas. La magnitud de la constante nos proporciona información importante acerca de la composición de una mezcla de equilibrio. Por ejemplo, considere la reacción de monóxido de carbono gaseoso y cloro gaseoso a 100°C para formar fosgeno (COCl2): CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g) Kc = [COCl2] = 4,56 x 109

[CO][Cl2] Para que la constante sea muy grande, el numerador debe ser mucho más grande que el denominador. Entonces, la concentración del COCl2 debe ser mucho mayor que la del CO o la del Cl2, y de hecho es esto lo que encontramos experimentalmente. Decimos que este equilibrio está desplazado a la derecha (hacia los productos). De manera similar, una constante muy pequeña indica que la mezcla de equilibrio contiene principalmente reactivos, por ende el equilibrio está desplazado a la izquierda.

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En general; Si K >> 1 : el equilibrio está desplazado a la derecha; predominan los productos. Si K << 1 : el equilibrio se desplaza a la izquierda, predominan los reactivos.

Sentido de la ecuación química y K… Debido a que el equilibrio puede alcanzarse en cualquier sentido, el sentido en que escribimos la ecuación química para un equilibrio es arbitrario. Por ejemplo: N2O4 (g) 2 NO2 (g) Kc= [NO2]2 = 0,212 a 100°C [N2O4] De igual forma podríamos considerar este mismo equilibrio en términos de la reacción inversa: 2 NO2 (g) N2O4 (g)

Donde: Kc = [N2O4] = 1 = 4,72 a 100°C [NO2]2 0,212 La expresión de la constante de equilibrio para una reacción en un sentido es el recíproco del de la expresión para la reacción escrita en el sentido inverso. 14

Ejercicio N°3: A) La constate de equilibrio para la reacción de N2 con O2 para formar NO es igual a Kc = 1 x10-30 a 25°C. A partir de esta información escriba las reacciones directa e inversa y calcule Kc para la reacción inversa. B) Para la formación de NH3 a partir de N2 y H2, N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Kp= 4,34 x 10-3 a 300°C ¿Cuál es el valor de Kp para la reacción inversa?

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Muchos equilibrios, involucran sustancias que se encuentran en la misma fase. Tales equilibrios se conocen como equilibrios homogéneos. En otros casos, las sustancias en equilibrio se encuentran en fases distintas, lo que da lugar a equilibrios heterogéneos. Ejemplo: PbCl2 (s) Pb+2 (ac) + 2 Cl- (ac)

Este sistema consiste de un sólido en equilibrio con 2 especies acuosas. ¿Cómo expresamos la concentración de una sustancia sólida? Siempre que un sólido o líquido puro esté involucrado en un equilibrio, su concentración no se incluye en la expresión de la constante de equilibrio. Kc = [Pb+2] [Cl-]2 , aunque PbCl2 no aparece en la expresión, debe estar presente para alcanzar el equilibrio. Como las expresiones de las constantes de equilibrio sólo incluyen términos para reactivos y productos cuyas concentraciones pueden cambiar durante una reacción química, se omiten las concentraciones de los sólidos y líquidos puros.

Otro ejemplo de una reacción heterogénea, consideramos la descomposición del carbonato de calcio: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

Al omitir las concentraciones de los sólidos de la expresión de la constante, obtenemos: Kc = [CO2] y Kp= PCO2

Estas ecuaciones nos indican que a una temperatura dada, el equilibrio entre el CaCO3, CaO y CO2, siempre generará la misma presión parcial del CO2, siempre y cuando los 3 componentes estén presentes.

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Ejercicio N°4: Escriba la expresión de la constante de equilibrio, Kc, para cada una de las siguientes reacciones: a) CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (l)

b) SnO2 (s) + 2 CO (g) Sn (s) + 2 CO2 (g)

c) Cr (s) + 3 Ag + (ac) Cr +3 (ac) + 3 Ag (s)

d) 3 Fe (s) + 4 H2O (g) Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)

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*Cálculo de K cuando todas las concentraciones son

conocidas… Se permite que una mezcla de hidrógeno y nitrógeno en un recipiente de reacción alcance el equilibrio a un a temperatura de 472°C. se analizó la mezcla de equilibrio de los gases y se encontró que contenía 7,38 atm de H2, 2,46 atm de N2 y 0,166 atm de NH3. A partir de estos datos, calcule la constante de equilibrio Kp, para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Kp = (PNH3)2 = (0,166)2 = 2,79 x 10-5

PN2 (PH2)3 (2,46)(7,38)3

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Con frecuencia no conocemos las concentraciones de equilibrio de todas las especies químicas en una mezcla de equilibrio. Sin embargo, si conocemos la concentración de equilibrio de al menos una de la especies, por lo general podemos utilizar la estequiometría de la reacción para deducir las concentraciones de equilibrio de las demás. Los siguientes pasos describen el procedimiento que utilizaremos para hacer esto: 1- Tabular todas las concentraciones conocidas, tanto las iniciales como las de equilibrio, de las especies que aparecen en la expresión de la constante. 2- En el caso de las especies cuyas concentraciones inicial y de equilibrio sean conocidas, calcular el cambio en la concentración que ocurre conforme el sistema alcanza el equilibrio. 3- Utilizar la estequiometría de la reacción (es decir, los coeficientes) para calcular los cambios de concentración para las demás especies en el equilibrio. 4- A partir de las concentraciones iniciales y de los cambios de concentración, calcular las concentraciones de equilibrio. Éstas después se utilizan para evaluar la constante de equilibrio

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*Cálculo de K a partir de las concentraciones iniciales y de

equilibrio… Un sistema cerrado que en un principio contiene [H2]= 1 x 10-3 M y [I2]= 2 x 10-3 M a 448°C se permite que alcance el equilibrio. Al analizar la mezcla de equilibrio se encontró que la concentración de HI es de 1,87x10 -3 M. Calcule Kc a 448°C para la reacción: H2 (g) + I2(g) 2HI (g)

Primero tabulamos en una tabla las concentraciones iniciales y de equilibrio de todas las especies conocidas. Segundo, calculamos el cambio de concentración de HI, el cual es la diferencia entre los valores de equilibrio y valores iniciales. ∆[HI] = 1,87 x 10-3 M – 0 = 1,87 x 10-3 M Tercero, utilizamos los coeficientes de la ecuación balanceada para relacionar el cambio de [HI] con los cambios de [H2] y [I2]:

1,87 x 10-3 mol HI 1 mol H2 = 0,935 x 10-3 mol H2 L 2 mol de HI L

H2 I2 HI

Inicial 1 x 10-3 M 1 x 10 -3 M O M

Cambio

Equilibrio 1,87 x 10-3 M

H2 I2 HI

Inicial 1 x 10-3 M 1 x 10 -3 M 0 M

Cambio

Equilibrio 1,87 x 10-3 M

1,87 x10-3 mol HI 1 mol I2 = 0,935 x10-3 mol I2

L 2 mol HI L Cuarto, calculamos las concentraciones de equilibrio del H2 y del I2, utilizando las concentraciones iniciales y los cambios. La concentración de equilibrio es igual a la concentración inicial menos la consumida: [H2] = 1 x 10-3M – 0,935 x 10 -3 M = 0,065 x 10-3 M [I2] = 2 x 10-3 M - 0,935 x 10 -3 M = 1,065 x 10 -3 M Ahora la tabla completa se observa como ésta: Por ultimo, ahora que conocemos la concentración de equilibrio de cada reactivo y producto, podemos calcular Kc: Kc = [HI]2 = (1,87 x 10-3)2 = 51 [H2][I2] (0,065 x 10 -3)(1,065 x 10 -3)

H2 I2 HI

Inicial 1 x 10-3 M 2 x 10 -3 M 0 M

Cambio - 0,935 x 10 -3 M - 0,935 x 10 -3 M

+ 1,87 x 10 -3 M

Equilibrio 0,065 x 10-3 M 1,065 x 10-3 M 1,87 x 10-3 M

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*Cálculo de las concentraciones de equilibrio… En el proceso Haber, N2 (g) + 3 H2(g) 2 NH3(g), Kp= 1,45 x 10-5 a 500°C. En una mezcla de equilibrio de los 3 gases a 500°C, la presión del H2 es 0,928 atm y la del N2 es 0,432 atm. ¿Cuál es la presión parcial del NH3 en esta mezcla de equilibrio? N2 (g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 0,432atm 0,928atm x Debido a que no conocemos la presión de equilibrio del NH3, la representamos con una variable, x. En el equilibrio, las presiones deben cumplir la expresión de la constante de equilibrio: Kp = (PNH3)2 = x2 = 1,45 x 10-5

(PN2)(PH2)3 (0,432)(0,928)3

x2 = (1,45 x 10-5)(0,432)(0,928)3 = 5,01 x 10-6

x = √ (5,01 x 10-6) = 2,24 x 10-3 atm = PNH3

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*Cálculo de las concentraciones de equilibrio a partir de las concentraciones

iniciales…

Se llena un matraz de 1L con mol de H2 y 2 mol de I2 a 448°C. El valor de la constante de equilibrio, Kc, para la reacción a 448°C es 50.5. ¿Cuáles son las concentraciones de equilibrio del H2, I2, y HI, en moles por litro? H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) Primero, elaboramos una tabla en la que tabulamos las concentraciones iniciales: Segundo, utilizamos la estequiometría de la reacción para determinar los cambios de concentración que ocurren conforme avanza la reacción hacia el equilibrio. Las concentraciones del H2 y I2 disminuirán cuando se establezca el equilibrio y la del HI aumentará. La ecuación química balanceada nos indica la relación entre los cambios en las concentraciones de los tres gases:

H2 I2 HI

Inicial 1 M 2 M 0 M

Cambio

Equilibrio

H2 I2 HI

Inicial 1 M 2 M 0 M

Cambio - X - X + 2x

Equilibrio 24

Tercero, utilizamos las concentraciones iniciales y los cambios, como indica la estequiometría, para expresar las concentraciones de equilibrio. Cuarto, sustituimos las concentraciones de equilibrio en la expresión de Kc y despejamos la incógnita, x: Kc = [HI]2 = (2x)2 = 50,5 [H2][I2] (1 - x)(2 – x) X1 = 2,323 X2 = 0,935 Cuando sustituimos x=2,323 en las expresiones correspondientes a las concentraciones de equilibrio, encontramos concentraciones negativas de H2 y I2, las cuales no tienen significado químico, por lo tanto omitimos esta solución. Entonces, utilizamos x = 0,935 para encontrar las concentraciones de equilibrio: [H2] = 1- x = 1 – 0,935 = 0,065 M [I2] = 2 – x = 2 – 0,935 = 1,065 M [HI] = 2x = 1,87 M

H2 I2 HI

Inicial 1 M 2 M 0 M

Cambio -x -x +2x

Equilibrio (1 – x) M (2 – x) M 2x M

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Ejercicio N°5: a) Se determinó que una disolución acuosa de ácido acético tiene las siguientes

concentraciones de equilibrio a 25°C, [HC2H3O2] = 1,65 x 10-2 M, [H+] = 5,44 x 10-4 M, y [C2H3O2

-] = 5,44 x 10-4 M. Calcule la constante de equilibrio Kc, para la ionización de ácido acético a 25°C. la reacción es:

HC2H3O2 (ac) H+ (ac) + C2H3O2 – (ac)

b) A 500 K la reacción PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) tiene una Kp= 0,497. En una mezcla de

equilibrio a 500 K , la presión parcial del PCl5 es 0,860 atm y la del PCl3 es 0,350 atm ¿Cuál es la presión parcial del Cl2 en la mezcla de equilibrio?

c) Para el equilibrio PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) , la constante Kp = 0,497 a 500 K. Se carga un cilindro de gas a 500K con PCl5(g) a una presión inicial de 1,66atm. ¿Cuáles son las presiones de equilibrio del PCl5, PCl3 y Cl2?

« Cuando se modifican las condiciones externas que rigen un sistema físico-químico en el equilibrio, el sistema se desplaza de manera de contrarrestar dicha perturbación». Este es el principio de Le Chatelier. Las condiciones externas son: presión, temperatura y concentración. Cuando un factor externo perturba el sistema, el equilibrio se pierde momentáneamente. Entonces comienza a reaccionar químicamente hasta que se restablece un nuevo equilibrio, las reacción se desplazará hacia la izquierda o hacia la derecha.

*Efectos de la concentración:

BaSO4 (s) Ba+2 (ac) + SO4

-2 (ac)

¿Qué sucederá si se agrega una solución de Na2SO4 a este sistema? El agregado del ion SO4-2

hará que el sistema tienda a disminuir la [SO4-2], por lo tanto se desplazará hacia la izquierda,

o sea, precipitara BaSO4 a expensas de una disminución en [Ba+2]. Si pensamos en función de K = [Ba+2] [SO4

-2], al aumentar [SO4-2], la [Ba+2] debe disminuir para

que K tenga el mismo valor. 27

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) Si se disminuye la [PCl3] el equilibrio se desplazará hacia la derecha aumentando la disociación del PCl5 para volver a producir PCl3 en cantidad suficiente para reemplazar la cantidad perdida.

*Efectos de la presión: Los cambios de presión externa afectan únicamente aquellos sistemas reaccionantes en los cuales algunos o todos los compuestos participantes se hallan en estado gaseoso y en los cuales además el número de moles de los gases reaccionantes resulta alterado a consecuencia de la reacción química. Así, el equilibrio: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g), permanece imperturbado ante un cambio de presión puesto que el número total de moles es igual antes y después de la reacción. En cambio en el sistema: 2NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g), si resulta afectado por los cambios de presión externa. Si hallándose este sistema en equilibrio, en un momento dado se le aumenta la presión total, el sistema reaccionará tratando de reducirla para restablecer la antigua presión. Esto se logra hasta cierto punto, aumentando la formación de NO2, o sea, desplazándose hacia la derecha ya que a igual temperatura y volumen, 2 moles de NO2 ejercen menos presión que 3 moles de O2 y NO juntos. En síntesis, un aumento de presión favorece el sentido de la disminución del número de moles.

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*Efectos de la temperatura:

En los casos anteriores, lo único que se afectaba era la concentración de las especies que componen el sistema. Pero un cambio de temperatura, no sólo afecta las concentraciones sino que también altera el valor de la constante de equilibrio, ya que ésta depende de la temperatura. Cuando un sistema en equilibrio es sometido a un aumento de temperatura, comienza a reaccionar con mayor velocidad en la dirección en que se absorbe calor, o sea que la reacción endotérmica es la favorecida. Es decir, el sistema absorbe calor para disminuir el efecto del aumento de temperatura. La formación del amoníaco es exotérmica: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ΔH = -22 Kcal A mayor T°C, la reacción se desplaza hacia los reactivos. La obtención del NO debe hacerse a elevada T°C (2000°C) porque la reacción es endotérmica: N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) ΔH = 43 Kcal A mayor temperatura la reacción se desplaza hacia los productos. Para una reacción en la que ΔH = 0, la constante de equilibrio es independiente de la temperatura. En una reacción endotérmica, aumentar la T°C da por resultado un aumento en K. En una reacción exotérmica, al aumentar la temperatura, K disminuye. 29

*Efecto de los catalizadores: ¿Qué sucede si agregamos un catalizador a un sistema químico en equilibrio? Un catalizador disminuye la barrera de activación entre los reactivos y los productos. La energía de activación de la reacción directa disminuye en la misma proporción que la reacción inversa. Por lo tanto, el catalizador aumenta las velocidades tanto de la reacción directa como inversa. Como resultado, un catalizador aumenta la velocidad a la que se alcanza el equilibrio, pero no modifica la composición de la mezcla de equilibrio.

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