EQUILIBRIO QUIMICO

En el estudio de las reacciones químicas. básicamente, se consideraron la

formación y la estequiometría. A esto, hay que agregar el estudio de las

velocidades de reacción y equilibrio.

Si bien es cierto que, en muchas reacciones los reactivos se consumen

completamente para dar productos, no son procesos reversibles. En otras,

quizá más numerosas, los productos una vez formados, reaccionan entre

sí para generar reactivos. En otros términos el proceso es reversible. Un

proceso reversible se indica con una doble flecha ( ) entre

reactivos y productos.

La descomposición de un carbonato con un ácido es un ejemplo de

reacción no reversible. CaCO3 + 2HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2O

En este caso, el carbonato de calcio reacciona completamente para

transformarse en cloruro de calcio (CaCl2), agua (H2O) y dióxido de

carbono (CO2), que se difunde en el aire tan pronto se forma.

Esta reacción, en un sistema abierto como el es un proceso o reacción

irreversible porque ocurre solamente de izquierda a derecha.

La síntesis del acido yodhídrico ( HI ) a partir de sus elementos a 700° C,

es un ejemplo de reacción reversible:

H2 (g ) + I 2 ( g ) 2HI ( g )

Al comienzo los reactivos desaparecen para formar el HI. Poco después,

cuando se ha formado suficiente ácido éste se empieza a descomponer

para formar H2 e I2, hasta alcanzar un estado de equilibrio. A partir de ese

momento. las concentraciones de las especies involucradas en la

reacción permanecen constantes.

VELOCIDAD EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

El equilibrio químico, en un proceso reversible, se establece cuando las

velocidades de las reacciones hacia la derecha y hacia la izquierda son

iguales.

Para entender adecuadamente el concepto de equilibrio, es necesario hacer un

breve estudio de la cinética química.

La expresión cinética química o velocidad de reacción se emplea para describir la

rapidez de desaparición o transformación de los reactivos y la rapidez de aparición

o formación de los productos en una reacción determinada. La cinética química

tambien se ocupa de la interpretación de las velocidades de las reacciones

químicas con relación a sus mecanismos.

Los mecanismos de reacción son caminos hipotéticos que recorren losreactivos

para llegar a los productos.

Así por ejemplo, cuando se pone dióxido de nitrógeno, NO2 en un recipiente, éste

se transforma lentamente en tetróxido de dinitrogeno, N2O4 . Durante el proceso,

la concentración de NO2 disminuye, y la concentración de N2O4 aumenta.

La velocidad de una reacción se puede expresar como la tasa de disminución de

la concentración de un reactivo con respecto al tiempo. En caso, variación de la

concentración de N2O4.

Variación de la = velocidad de desaparición del NO2 = - ( NO2 )

Concetración de NO2 un intervalo de tiempo t

La notación (NO2 ) significa variación de la concetración de NO2 y t

representa un intervalo de tiempo. El signo menos ( - ), indica solamente que se

trata de la desaparición del reactivo.

La formula del reactivo entre parentesis ( ), significa concentración en moles litro;

es decir, se trabaja en concetraciones molares.

Tambien se puede expresar la velocidad de una reacción como la tasa de

aparición de un producto con respecto al tiempo. Para la reacción en mención, se

tiene:

Velociadad de aparición del N2O4 = variación de la concentración de N2O4

En un intervalo de tiempo = ( N2O4 ) t

Puesto que las concentraciones som molares,las unidades de la velocidad de

reacción son: moles / L = moles x L-1 s-1

s

A medida que pasa el tiempo, la velociad de una reacción generalmente cambia,

como se observa el grafica. A2 + B2 2AB

La concentración del NO2 decrece rápidamente al comienzo y, luego, tiende a

estabilizarse, mientras que la concentración del N2O4 crece rápidamente al

comienzo y, luego, lentamente se estabiliza.

El anterior es el comportamiento general de una reacción que puede

representarse como: A2 + B2 2AB

La velocidad de una reacción, en términos de la desaparición de uno de los

reactivos, es: velocidad de desaparición A2 = - [A2]

t

y en términos de aparición de productos, es:

velocidad de aparición de AB = - [AB] t En ambos casos, las unidades son: moles

L/s.

¿Cómo se producen las reacciones químicas?

Existen dos visiones generales acerca de cómo transcurren las reacciones

químicas: la teoría de las colisiones y la del complejo activado. La teoría de las

colisiones establece que las reacciones proceden, mediante choques efectivos

entre las partículas de los reactivos, átomos o moléculas generalmente.

Para que se produzca un choque efectivo, se requieren dos condiciones:

1. Que las partículas choquen con una energía mínima suficiente para

reorganizar los electrones de valencia, romper unos enlaces y formar otros.

2. Que al chocar, las partículas estén orientadas adecuadamente.

Cuando las partículas chocan o colisionan con una energía baja, las nubes

electrónicas se repelen y las partículas se separan sin ninguna

modificación. Si éstas tienen la mínima energía pero colisionan apenas

tangencialmente, tampoco hay modificaciones en ellas: "las partículas salen

ilesas del choque".

La teoría del complejo activado o del estado de transición describe el curso de

una reacción a partir de la variación de energía potencial en los reactivos.

Como se vio anteriormente, la energía química es potencial.

La diferencia de energía entre el estado inicial de los reactivos y el complejo

activado se llama energía de activación, y se anota como Ea . Así, los reactivos

deben absorber energía suficiente para sobrepasar la energía de activación; de lo

contrario, no hay reacción.

En realidad, durante el proceso no todas las moléculas alcanzan a pasar la

energía de activación: algunas llegan hasta la mitad de la pendiente y se

devuelven. (véase figura 12.4)

El Complejo Activado Y Los Procesos Endotérmicos Y Exotérmicos

La energía de los reactivos, estado inicial, es menor que la energía de los

productos, estado final. Desde el complejo activado hasta los productos, se

libera una cantidad de energía, E f.

La diferencia entre la energía de activación, Ea, y la energía final, Ef, es la

entalpía, H, o cambio de calor asociado en la reacción.

H = Ea - Ef

Puesto que se libera más energía desde el complejo activado hasta los

productos que la absorbida por los productos hasta el punto máximo, H, la

expresión anterior es negativa. Durante la reacción se libera calor, y el proceso

es exotérmico.

H = Ea - Ef = -

Considerando la reacción opuesta, es decir, analizando la reacción desde

productos a reactivos, se observa que la energía de los "productos"; es mayor

que la energía de los "reactivos"; la energía de activación, Ea, es mayor que de

izquierda a derecha. Desde el complejo activado hasta los "productos", se

libera una energía final, Ef , menor que la liberada de izquierda a derecha. Por

lo tanto, H es positivo y el proceso es endotérmico. La reacción necesita calor

para producirse.

H = Ea - Ef = +

En resumen, una reacción química que es exotérmica de izquierda a derecha,

es endotérmica de derecha a izquierda.

Velocidad De Una Reacción Y Factores Que La Modifican

Se ha encontrado que la velocidad de una reacción depende de los siguientes

factores: la naturaleza de los reactivos, el estado físico de los reactivos, su

concentración, temperatura y los catalizadores.

La Naturaleza De Los Reactivos

En una reacción química, como se ha dicho, hay reorganización de las

estructuras electrónicas de valencia de los átomos, ruptura de unos enlaces y

formación de otros. Con estos procesos, van asociados estados energéticos

propios de cada sustancia. Es claro que la velocidad de una reacción depende

de las características propias de los reactivos. Así, por ejemplo, el sodio y el

calcio, que son dos metales, reaccionan en forma diferente con el agua.

La reacción del sodio con el agua es violenta, mientras que el calcio con el

agua reacciona lentamente y es un proceso que requiere calor.

El Estado Físico De Los Reactivos Otros aspecto importante que influye en la velocidad de una reacción es el estado

fisico de las sustancias. Un recipiente abierto lleno de gasolina arde fácilmente,

pero el mismo recipiente cerrado, lleno con vapor de gasolina, puede producir

explosión.

El tamaño y, por tanto, la superficie de las partículas de los reactivos también es

importante. Una cinta de magnesio reacciona más lentamente con HCl que la

misma cantidad de Mg pulverizado, ya que, en el Mg en polvo, la superficie de

contacto entre los dos reactivos es mayor.

La Concentración De Los Reactivos

Fueron los químicos noruegos Cato M. Gulberg y Peter Waage quienes esta-

blecieron la ley de acción de masas. De acuerdo con ella, la velocidad de una

reacción aumenta proporcionalmente con la concentración de los reactivos, en

moles por litro.

La velocidad de las reacciones crece al aumentar las concentraciones de los

reactivos, ya que un alto número de moléculas, en volumen dado, significa un

mayor número de choques efectivos de las partículas reaccionantes y, por

consiguiente, una reacción más rápida.

La Temperatura

En casi todos los casos, al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad de

una reacción. Sin embargo, la cantidad exacta en que aumenta la velocidad varía

con cada reacción y con la naturaleza de los reactivos.

Al aumentar la temperatura en un conjunto de partículas, átomos o moléculas,

aumenta la energía cinética promedio y, con ella, la energía de las moléculas

que chocan. Así, el número de moléculas que chocan con la energía suficiente

para vencer la barrera de la energía potencial, en un momento dado, es mayor y,

por tanto, la velocidad aumenta.

En química se acepta que por cada 10 °C de aumento de temperatura la

velocidad de la reacción se duplica o se triplica.

El efecto de la temperatura sobre las reacciones químicas es válido sean éstas

exotérmicas o endotérmicas.

Catalizadores

La velocidad de una reacción también se puede modificar mediante el uso de

catalizadores.

Un catalizador es una sustancia que afecta la velocidad de una reacción sin

consumirse durante el proceso. Al final de éste, el catalizador se puede

recuperar sin ningún cambio, pues no altera para nada la estequiometría de la

reacción.

Existen catalizadores que disminuyen la velocidad de reacción y proporcionan un

camino más largo de reactivos a productos. Estas sustancias se llaman

inhibidores.

Los seres vivos contienen, en su organismo, miles de catalizadores llamados

enzimas, las cuales acentúan sus reacciones que serían demasiado lentas a la

temperatura normal del organismo.

EJERCITACION DE CONCEPTOS

ACTIVIDAD 1

1. ¿qué es una reacción química?

2. ¿Cómo se indica que una reacción es reversible?

3. ¿Qué se entiende por cinética química?

4. ¿Cómo puede describirse la velocidad de una reacción?

5. Interprete la ecuación H = Ea - Ef

6. ¿Cuándo es positivo H ¿cuándo es negativo? ¿Qué significa en cada

caso?

7. ¿Qué factores determinan la velocidad de una reacción?

8. ¿Cómo influye la concentración de los reractivos en la velocidad de una

reacción?

9. Indica la entalpia de las siguientes ecuaciones diciendo cuál absorbe

energía y en cual hay liberación de enrgía:

a. H2 + I2 2HI + 6.28 Kcal / mol de HI

b. Na2 + Cl2 2NaCl - 98.06 Kcal / mol de NaCl

CONSTANTE DE EQUILIBRIO. EQUILIBRIO EN FASE GASEOSA.

La mayoría de las reacciones químicas no se producen en su totalidad (no todos lo

reactivos se transforman en productos). Parte de los productos reaccionan a su

vez para dar lugar de nuevo a los reactivos iniciales. En estos casos decimos que

se trata de un proceso reversible.

Variación de las concentraciones de reactivos y productos con el tiempo:

Las concentraciones de los reactivos [A] y [B] descienden hasta un momento a

partil del cual se hacen constantes. Las concentraciones de los productos de la

reacción aumentan hasta un momento a partir del cual se hacen constantes.

Después de un cierto tiempo, a una determinada temperatura un sistema químico

homogéneo (gaseoso, o en disolución), reversible y en un solo paso, alcanza el

equilibrio.

A + B C + D

Reactivos Productos

El equilibrio químico se caracteriza porque las velocidades de formación de los

productos y de los reactivos se igualan. (Las dos reacciones, directa e inversa, se

están dando a igual velocidad)

Para la ecuación química general

a A + b B c C + d D (1)

Vd = velocidad de formación de los productos = kd [A]a . [B]b

Vi = velocidad de formación de los reactivos = ki [C]c . [D]d

kd y ki son las constantes específicas de velocidad.

En el equilibrio Vd = Vi kd [A]a . [B]b = ki [C]c . [D]d

kd [C]c . [D]d

Kc = ----- = --------------- (2)

ki [A]a . [B]b

La ecuación (2) se conoce como la Ley de Acción de Masas.

Kc es la constante molar de equilibrio. Kc es una magnitud adimensional. Para ello

las concentraciones vienen expresadas como concentraciones Molares (es decir:

moles/litro).

Para un sistema químico reversible, en estado gaseoso, las concentraciones

molares se pueden expresar en función de las presiones parciales a través de la

ley de los gases ideales: P . V = n . R . T => n/V = P / (R .T)

En el equilibrio, las concentraciones se pueden expresar como:

[A] = [nA / V] = PA / (R .T), donde nA es el número de moles del gas A y PA es la

presión parcial de A en el sistema expresada en atmósferas.

kd [C]c . [D]d ( PC / RT)c . ( PD / RT)d

Kc = ----- = --------------- = ---------------------------------- =

ki [A]a . [B]b ( PA / RT)a . ( PB / RT)b

( PC )c . ( PD )d

Kc = -------------------- . (R .T )- (c+d)+ (a+b) = Kp . (R.T)-n

( PA )a . ( PB )b

n = incremento de moles = moles finales – moles iniciales = (c+d) -(a+b)

Kp es la constante de equilibrio gaseoso, en presiones parciales, éstas vienen

expresadas en atmósferas. También Kp es una cantidad adimensional.

El valor numérico de Kc indica hacia donde está desplazada la reacción

Cociente de Reacción, Q Para la ecuación química general (1) se define el cociente de reacción Q (3) según

la misma expresión matemática (2) de Kc, descrita anteriormente, sin embargo, las

concentraciones de reactivos y productos son las que hay en un momento dado de

la reacción, no tienen por qué ser las del equilibrio.

a A + b B c C + d D (1)

[C]c . [D]d

Q = --------------- (3)

[A]a . [B]b

La ecuación (3) se conoce como Cociente de la Reacción, Q.

Q es una magnitud adimensional. Para ello las concentraciones vienen

expresadas como concentraciones Molares (es decir: moles/litro).

Si Kc >> 1

[reactivos] << [productos]

la reacción está desplazada

hacia los productos

(hacia la derecha, R P)

Si Kc << 1

[reactivos] >> [productos]

La reacción está

desplazada hacia los

reactivos

(hacia la izquierda, R P )

Q informa de la tendencia que seguirá la reacción en la búsqueda del equilibrio.

(para las concentraciones en un momento dado, se calcula Q y se compara con

Kc, el sistema evolucionará en el sentido en que Q se acerque más a Kc)

Si Q < Kc Q tenderá a aumentar su

valor numérico

Aumentarán los productos y disminuirán

los reactivos, la reacción se desplazará

hacia los productos. (R P)

Si Q > Kc Q tenderá a disminuir su

valor numérico

Disminuirán los productos y aumentarán

los reactivos, la reacción se desplazará

hacia los reactivos. (R P)

Si Q = Kc El sistema está en equilibrio

Por ejemplo: A 450 ºC y a una presión de 50 atm. La reacción de formación del

amoniaco tiene una constante de equilibrio Kc = 0,184, y Kp= 5,23 . 10-5. Si se

ponen en un recipiente 1mol de N2, 1mol de H2 y 1 mol de NH3. ¿hacia donde se

desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio?

La ecuación química de formación del amoniaco ajuntada es: N2 + 3H2 = 2

NH3

Número total de moles iniciales, nt= 3

Calculamos el cociente de reacción Q siguiendo la expresión de Kp, pero

poniendo las presiones parciales iniciales de la mezcla gaseosa.

(PNH3 )2

Q = --------------------

PN2 . (PH2)3

PNH3 = PN2 = PH2 ; PNH3 = XNH3 . Pt = (1/3) . 50 atm. = 16,66 atm.

Q = (16,66 )-2 = 3,6 . 10-3 ; Q > Kp => Q debe disminuir para alcanzar el

equilibrio

Para que Q disminuya debe disminuir la presión parcial de NH3 y aumentar las

presiones parciales de N2 y H2.

Es decir, el sistema evoluciona hacia el equilibrio produciéndose la

descomposición de una parte del amoniaco, la reacción debe desplazarse hacia la

izquierda (R P)

PRINCIPIO DE LE CHATELIER. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO.

Toda reacción o sistema reversible tiende a alcanzar un equilibrio y permanece en

el equilibrio hasta que éste sea perturbado.

El principio de Le Chatelier dice que: “Cuando se efectúa un cambio en un

sistema en equilibrio, el sistema responde de manera que tiende a reducir dicho

cambio, y a alcanzar un nuevo estado de equilibrio.”

El principio de Le Chatelier permite predecir el sentido en que se desplazará un

equilibrio químico o físico, como consecuencia de los cambios de concentración,

presión y temperatura que condicionan el equilibrio.

FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO

Efecto de cambios en la concentración

1.Si añadimos

reactivos

Se consumen reactivos

Se forman productos

La reacción se desplaza hacia la

derecha (R P)

2.Si añadimos

productos

Se consumen productos

Se forman reactivos

La reacción se desplaza hacia la

izquierda

(R P)

3. Si retiramos

reactivos

Se forman más reactivos La reacción se desplaza hacia la

izquierda

(R P)

4. Si retiramos

productos

Se forman más productos La reacción se desplaza hacia la

derecha (R P)

Efecto del cambio de presión

1.Si hay diferente

número de moles a

ambos lados de la

ecuación química

a. Aumento de la presión

por compresión

(disminución del volumen)

Desplazamiento hacia el lado de

la ecuación donde haya menor

número de moles

b. Disminución de la

presión por expansión

(aumento del volumen)

Desplazamiento hacia el lado de

la ecuación donde haya mayor

número de moles

2- Si hay igual

número de moles a

ambos lados de la

ecuación química

aumento o disminución de

la presión por compresión

o expansión.

El equilibrio no se ve modificado.

3.Por la introducción

de un gas inerte

(V= cte)

aumenta la presión total, el

volumen permanece

constante. No afecta a las

presiones parciales de

cada gas.

El equilibrio no se ve modificado

Efecto del cambio de volumen

Relacionado con el efecto del cambio de presión. (V es inversamente proporcional a

P)

Efecto del cambio de temperatura

La constante de equilibrio Kc es función de la temperatura absoluta. Kc = f (T) tanto

en el caso de reacciones endotérmicas como exotérmicas. En realidad Kc se ha

definido como el cociente entre las dos constantes específicas de velocidad (ki / kd)

correspondientes a las reacciones directa e inversa, ambas constantes aumentan al

hecerlo la temperatura , pero no en igual proporción. Un incremento de la temperatura

favorece más la dirección de la reacción (bien directa, o bien inversa) que es

endotérmica.

Experimentalmente se observa:

1. Reacciones

endotérmicas

H > 0

Un incremento de la

temperatura aumenta Kc

La reacción se desplaza hacia la

formación de productos (R P)

2. Reacciones

exotérmicas

H < 0

Un incremento de la

temperatura disminuye

Kc

La reacción se desplaza hacia la

formación de los reactivos ( R P)

3. si H = 0 Kc no es función de la T La temperatura no afecta al equilibrio

Efecto de los catalizadores

Los catalizadores no afectan al equilibrio. Las concentraciones de las especies

químicas cuando se alcanza el equilibrio son las mismas con catalizador que sin

catalizador.

Lo único que se ve afectado es el tiempo necesario para alcanzarlo.

Equilibrio Heterogéneo

Hasta ahora nos hemos referido a sistemas homogéneos (todos los componentes

del sistema, reactivos y productos, se encuentran en igual fase (usualmente en

disolución líquida o gaseosa), pero algunos sistemas se caracterizan por la

intervención de sustancias químicas en diferente estado físico, gas, líquido, y

sólido.

El equilibrio heterogéneo tiene lugar cuando las sustancias que intervienen se

encuentran en más de una fase.

p. e : 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

Al escribir las constantes de equilibrio Molar, Kc, y de presiones parciales, Kp,

hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos, y de los líquidos

puros, son constantes y se incluyen en la expresión de la propia constante. La

presiones parciales de sólidos y líquidos se consideran constantes y muy

pequeñas, y también se consideran incluidas en la propia constante de equilibrio.

Kc = [O2] . [Hg]2 / [Hg O]2 => Kc = [O2] ( constante a una temperatura

dada)

Kp = PO2 . PHg2 / PHgO => Kp = PO2 constante

Las constantes Kc y Kp sólo dependen de la temperatura, por tanto la

concentración o la presión parcial del O2 a cada temperatura es constante.

Sistema heterogénero y expresión de la constante de equilibrio

Si el sistema tiene fases sólida, líquida y gaseosa

En la expresión de la Kc sólo intervienen las

concentración de los gases

En la expresión de Kp sólo intervienen las presiones parciales de los gases.

Sólida y gaseosa

Líquida y gaseosa

Sólida y líquida

En la expresión de la Kc sólo intervienen las concentraciones de las especies en disolución

p.e. Equilibrios de solubilidad – precipitación: Ag Cl (s) Ag+ (ac) + Cl- (ac)

La constante de equilibrio es Kps = [Ag+ ] . [Cl- ]

Kps , es la Constante de equilibrio del producto de solubilidad. La concentración del

sólido se considera constante y está incluida en la propia Kps.

EJERCITACION DE CONCEPTOS

ACTIVIDAD 2

1. ¿Cuándo se dice que una reacción química ha llegado al punto de equilibrio?

2. Explique por que el equilibrio químico es un equilibrio dinamico.

3. Para la siguiente ecuación, escriba una expresión de su constante de

equilibrio: NO2(g) N2O4(g)

Solucion:

Se da una ecuación química sin balancear y se pide una expresión de K. Antes de

escribir la expresión, debe balancearse la ecuación:

2NO2 N2O4 K = [N2O4 ]

. [NO2 ] 2

Para cada uno de los siguientes casos, escriba la expresión de K:

a. H2(g)+ I2(g) HI(g)

b. NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)

c. H2(g) + N2(g) 2NH3(g)

d. CO2(g) + H2(g) CO(s) + H2O(g)

4. El valor para la constante de equilibrio de la reacción:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

es 1.5 x 10-1 M. Determine cuáles el valor de la constante de equilibrio para la

reacción 2SO3 (g) 2SO2(g) + O2(g)

Solución:

El planteamiento da, para la primera ecuación, el valor de la constante de

equilibrio y pide calcular el de la constante para la segunda reacción.

Observando con detalle la segunda ecuación, se ve que es la opuesta a la

primera. Por tanto, se trata de calcular K;, que es el inverso de K. Luego,

Ki = K –1 = 1 = 1 = 0.66

K 1.5 x 10-1

a. El metanol se descompone de acuerdo con la siguiente reacción:

CH3OH CO + 2H2. Si su constante de equilibro es 7.37 x 10-9 a 100 °C,

Determine cuál es el valor de la constante para la reacción opuesta, K i

b. Calcule el valor de la constante para la reacción de descomposición de HI a

partir de las siguientes concentraciones en una mezcla en equilibrio:

[HI]= 0.54 mol / L; [H2] = 1.72 mol / L; y [I2] = 1.72 mol / L

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

c. En un proceso de obtención de NH3 a 500 ° C en equilibrio, se encontraron las

siguientes concentraciones:

[NH3] = 0.226; [H2] = 0.840 y [N2] = 1.204.

Si la ecuación es: N2(g) + H2(g) 2NH3(g)

¿cuál es el valor de K para el proceso?

5. S i g n i f i c a d o d e l a c o n s t a n t e d e e q u i l i b r i o :

En realidad, la constante de equilibrio es un cociente y, por tanto, su valor se

interpreta como tal. Obsérvese que, para todos los efectos, el numerador de la

constante hace relación a los productos y, el denominador, a los reactivos, como

se mencionó antes.

La magnitud del valor de la constante es una medida de la posición del equilibrio.

Una constante grande significa que el numerador es muy grande, o sea, que la

reacción ha sido prácticamente completa. Casi todos los reactivos han pasado a

ser productos. Hacia la derecha, la reacción es prácticamente completa.

Un valor pequeño de una constante significa que el denominador es muy grande

o que la reacción ha alcanzado el equilibrio cuando pocos reactivos se han

consumido. Hay muchos reactivos y pocos productos: la reacción hacia la

izquierda es casi completa.

Cuando el valor de la constante no es ni muy grande ni muy pequeño, el

equilibrio se ha alcanzado cuando hay una mezcla en la cual las cantidades de

productos y reactivos son apreciables.

En general, se acepta que una reacción está prácticamente desplazada hacia los

productos cuando el valor de K es mayor que 102. Cuando el valor de K es

menor que 102, se considera que la ecuación está desplazada hacia los

reactivos. Valores entre 10-2 y 102 para K significan que existe una mezcla de

reactivos y productos en concentraciones significativamente altas.

Ejemplo: Para la reacción 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g) de descomposición

del NOCI gaseoso, la constante de equilibrio, K, es 4.4 x 10 -4. Analice qué tan

completa es la descomposición del gas a 500 ° C.

Como el enunciado da los valores de la constante y la ecuación, el análisis se

facilita escribiendo la expresión de la constante y su valor:

K = [NO]2 [Cl2] = 4.4 x 10-4 moles/L

[NOCl]2

4.4 x 10-4 es un valor mucho menor que 1. Es muy pequeño y, por tanto, en el

equilibrio las concentraciones de NO y Cl2 son muy pequeñas y la concentración

de NOCl es muy grande. Es decir, a 500 ° C la descomposición del NOCl3 es

poca.

a. El valor de la constante de equilibrio K, para la síntesis del amoniaco, según la

reacción 3H2 + N2 2NH3 es 4.0 x 108.

Analice qué tan completa está la síntesis del producto a esa temperatura.

b. El valor de la constante de equilibrio para la reacción:

3H2 + N2 2NH3 a 350 ° C es 0.9.

Analice qué tan completa es la síntesis del amoníaco a esta temperatura.

6.Para cada una de las siguientes reacciones, a partir del valor de la constante,

analice qué tan completa es cada una de ellas:

a. 2NO(g) N2(g) + O2 (g) K = 2.2 x 1030 a 25 ° C

b. 2H2O(g) 2H2(g) + O2(g) K = 1.35 x 10-11 a 1,430 ° C

c. CO(g) + H2O2(g) CO2(g) + H2(g) K = 0.628 a 986° C

7. Para cada uno de los siguientes casos, escriba una expresión de la constante

de equilibrio:

a. C(s) + O2(g) CO2(g)

b. PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

c. CO(g) + Cl2(g) COCl2(g)

d.H2SO3 (l) SO2(g) + H2O(l)

8. La constante de equilibrio a temperatura ambiente para la conversión del N2O4

es 4.7 x 10-3. Calcule el valor de la constante para el equilibrio opuesto.

N2O4(g) 2NO2(g)

9. La constante de equilibrio K, para la disolución del HBr a 1,070 Kelvin es 7.0 x

10-7. ¿Cuál es el valor de la constante K para el equilibrio opuesto?

2HBr(g) H2(g) + Br2(g)

10. En un proceso de obtención del PCl3, se hacen reaccionar 2 moles de PCl3 y 4

moles de Cl2, en un recipiente de 6 L. ¿Cuál es el valor de K, si en el equilibrio

sólo permanecen 1.4 moles de PCl3?

PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)

11. Calcule el valor de la constante de equilibrio K para la reacción

N2(g) + 2O2(g) 2NO2(9)

si en el equilibrio, a una temperatura dada hay 2.5 de N2, 3.5 moles de O2 y

0.05 moles de NO2, en un recipiente de 0.75 L.

12. Calcule la constante de equilibro K y las concentraciones de SO2 y O2 en el

equilibrio, en un proceso de obtención de SO3. Si la reacción se inició con una

concentración de 4.0 x 10-3 moles / L de SO2 y 2.8 x 10-3 moles / L de O2 y en

el equilibrio la concentración de SO3 es de 2.0 x 10-3 moles /L.

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

13. A partir de los valores de K, analice cada uno de los siguientes equilibrios y

diga qué tan completos han sido los procesos:

a. NH4HS(g) NH3(g) + H2S(g) a 294 K, si Kelvin = 2.2 x 10-4

b. COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) a 294 K, si Kelvin = 1.2 x 10-10

c. 2NO2(g) N2O4(g) a cierta temperatura, si K = 0.33

d. A + B C + D a 20°C si K = 1.3x103

e. H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) a 1,023 Kelvin, si K = 0.771

1. Analice la siguiente información, y conteste las preguntas que se formulan a

continuación

a. Construya una frase con el término de la casilla 4 acerca de cómo

afecta este valor a un sistema equilibrio.

b. Escriba la ecuación química para la cual K es igual a la expresión

de la casilla 5.

c. ¿Cuál de los valores de K escritos en las casillas 1, 2, 3

representan una reacción completa?

d. Escriba una frase con el término de la casilla 7 como factor que

afecta al equilibrio.