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Equilibrio Químico

1. Conceptos básicos

2. Constante de equilibrio

3. Cociente de reacción

4. Usos de la constante de equilibrio

5. Alteración de un sistema de equilibrio

6. Presiones parciales y constante de

equilibrio

7. Efecto de la temperatura en la

constante de equilibrio


Las reacciones químicas pueden ocurrir en ambas direcciones. A estas

reacciones se les conoce como reversibles, y casi todas ellas, no llegan a ser

completas (estequiométricas).

a A + b B c C + d D

reactivos productos

Cuando A y B reaccionan para formar C y D con la misma velocidad que C y D

reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio químico.

El equilibrio químico es un equilibrio dinámico…


Se dice que el equilibrio

está desplazado hacia

la derecha si hay más

de C y D que de A y B

(la reacción directa es

favorable) y que está

desplazado hacia la

izquierda si más de A

y B está presente (la

reacción inversa es

favorable).

a A + b B c C + d D


2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) T = 1500 K

inicio 0.400 M 0.200 M

equilibrio 0.344 M 0.172 M 0.056 M

reaccionó 0.056 M 0.028 M


2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) T = 1500 K

inicio 0.000 M 0.000 M 0.500 M

equilibrio 0.424 M 0.212 M 0.076 M

reaccionó 0.424 M 0.212 M 0.424 M


2 A + B A2B

velocidad d = kd [A]2[B] velocidad i = ki [A2B]

en el equilibrio: velocidad d = velocidad i

kd [A]2[B] = ki [A2B]

[ ][ ] [ ]BA

BA

k

k

i

d

2

2=

constante de equilibrio[ ][ ] [ ]BA

BAKeq 2

2=


a A + b B c C + d D

reactivos

productos

[ ] [ ][ ] [ ] C

eqb

eqa

eqd

eqc

eq KBA

DCK ==

concentración

de productos

concentración

de reactivos


El valor numérico de KC se determina experimentalmente.

Algunos ejemplos, a 25 ºC, son:

1. KC es constante a una temperatura dada.

2. KC cambia al variar la temperatura.

3. KC no depende de las concentraciones iniciales.


2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) T = 1500 K

inicio 0.400 M 0.200 M

equilibrio 0.344 M 0.172 M 0.056 M

reaccionó 0.056 M 0.028 M

[ ][ ] [ ]

15.0172.0344.0

056.02

2

==CK[ ]

[ ] [ ] C

eqeq

eq

eq KOSO

SOK ==

2

2

2

2

3


2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) T = 1500 K

inicio 0.000 M 0.000 M 0.500 M

equilibrio 0.424 M 0.212 M 0.076 M

reaccionó 0.424 M 0.212 M 0.424 M

[ ][ ] [ ]

15.0212.0424.0

076.02

2

==CK[ ]

[ ] [ ] C

eqeq

eq

eq KOSO

SOK ==

2

2

2

2

3


Ejemplos:

1. En un recipiente vacío de 5.0 L se colocan cierta cantidad de nitrógeno e

hidrógeno a 500 ºC. Cuando el sistema alcanzó el equilibrio se cuantificó la

existencia de 3.01 mol de N2, 2.10 mol de H2 y 0.565 mol de NH3. Evalúa la KC de

la reacción a 500 ºC:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

2. En un recipiente de 2.0 L se colocan 10.0 mol de N2O a cierta temperatura

donde se descompone según el siguiente equilibrio:

2 N2O (g) 2 N2 (g) + O2 (g)

En el equilibrio quedan 2.20 mol de N2O. Calcula el valor de KC para esta

reacción.


El valor de KC depende directamente de la forma en que se escriba la

ecuación química balanceada de la reacción:

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

[ ] [ ]15.0

2

2

2

2

3 ==OSO

SOKC

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

7.615.0

112

3

2

2

2' ====C

C

KSO

OSOK

SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g)[ ]

[ ][ ]39.02

1

21

22

3'' === CC KOSO

SOK


Se tiene la ecuación química siguiente con su constante de equilibrio a una

cierta temperatura:

2 HBr (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) + Br2 (g) KC = 4.0 X 104

¿Qué valor tomará la constante de equilibrio para cada una de las ecuaciones

químicas balanceadas de las siguientes formas? Todas a la misma

temperatura.

a) 4 HBr (g) + 2 Cl2 (g) 4 HCl (g) + 2 Br2 (g)

b) HBr (g) + ½ Cl2 (g) HCl (g) + ½ Br2 (g)

Ejemplo:


a A + b B c C + d D

reactivos

productos

concentración

de productos

concentración

de reactivos

[ ] [ ][ ] [ ]ba

dc

BA

DCQ =

Las concentraciones de productos y

reactivos NO son las concentraciones al

equilibrio.


Para cualquier tiempo:

Si Q < KC ; la reacción directa se favorece sobre la inversa hasta

alcanzar nuevamente el equilibrio químico.

Si Q > KC ; la reacción inversa se favorece sobre la inversa hasta

alcanzar nuevamente el equilibrio químico.

En este momento: Q = KC ; equilibrio químico.

[ ] [ ][ ] [ ]ba

dc

BA

DCQ =


Ejemplo:

1. A altas temperaturas, KC = 65.0 para la siguiente reacción:

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

En una mezcla se detectaron las concentraciones siguientes. ¿El sistema está en

equilibrio? Si no es así, en qué dirección debe proceder la reacción para que el

equilibrio se establezca?

[HI] = 0.50 M [H2] = 2.80 M [I2] = 3.40 M

2. A cierta temperatura, KC = 0.50 para la siguiente reacción:

H2CO (g) H2 (g) + CO (g)

En un recipiente cerrado se introduce una mezcla de H2CO, H2 y CO a dicha

temperatura. Después de un tiempo corto, el análisis de una pequeña muestra

de reacción indica las siguientes concentraciones:

[H2CO] = 0.50 M [H2] = 0.80 M [CO] = 0.25 M

Clasifica cada uno de los siguientes enunciados, sobre esta mezcla de reacción,

como falsos (F) o verdaderos (V):

a) La mezcla de reacción está en equilibrio. ( )

b) La mezcla de reacción no está en equilibrio, pero la reacción no prosigue. ( )

c) La mezcla de reacción no está en equilibrio, pero se desplaza hacia el equilibrio

si se consume más H2CO. ( )

d) La velocidad de la reacción directa es igual que la velocidad de la reacción

inversa. ( )



La constante de equilibrio KC también puede utilizarse para calcular

concentraciones de reactivos o productos al equilibrio…

PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g) KC = 1.9

¿Cuál será la concentración al equilibrio de Cl2 cuando se determina que

[PCl5]eq = 0.25 M [PCl3]eq = 0.16 M?

A + B C + D KC = 49.0

Si se colocan 0.40 mol de A y de B en un reactor de 2.0 L al inicio de la

reacción a cierta temperatura, ¿cuál será la concentración al equilibrio de

todas las especies?


A + B C + D KC = 49.0

Ahora vamos a resolver el mismo problema pero con cantidades no

estequiométricas: al inicio se colocan 0.60 mol de A y 0.20 mol de B en el

reactor de 2.0 L… ¿cuáles serán las concentraciones de todas las

especies al equilibrio?

5. Alteración de un sistema en equilibrio

Principio de Le Chatelier

“Si un sistema en equilibrio se altera a causa de un cambio de

condiciones, el sistema se desplazará en la dirección en la cual se

reduce dicho cambio.”

El equilibrio se puede alterar mediante:

1. Cambios en las concentraciones

2. Cambios de presión y volumen (reacciones fase gas)

3. Cambios de temperatura

El coeficiente de reacción, Q, predice la dirección del desplazamiento.


1. Cambio de Concentración.

A + B C + D[ ] [ ][ ] [ ]eqeq

eqeqC

BA

DCK =

[ ][ ][ ][ ]BADC

Q =

La adición o eliminación de alguno de los reactivos o productos provoca

un cambio en Q, pero no modifica el valor de KC.

Si aumento [A] o [B]: Q < KC y el equilibrio se desplaza hacia la derecha…

Si aumento [C] o [D]: Q > KC y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda…

Si disminuyo [A] o [B]: Q > KC y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda…

Si disminuyo [C] o [D]: Q < KC y el equilibrio se desplaza hacia la derecha…


Desde el punto de vista cinético…

velocidadd = k [A] [B]

La velocidad en sentido directo es proporcional a las concentraciones de los

reactivos, por lo que, si se incrementa alguna de estas, la reacción ocurrirá a

una velocidad mayor, saliendo de la condición de equilibrio…

Cuando las velocidades se vuelvan a igualar, el sistema regresa al

equilibrio químico.

En este punto habrá más de C y D de lo que había en el equilibrio original


Ejemplo:

Dada la siguiente reacción a 800 K en un recipiente cerrado, predice el efecto

de los cambios siguientes sobre la cantidad de amoniaco presente en el

equilibrio:

a) Introducción de más hidrógeno al sistema;

b) Eliminación de parte del amoniaco del sistema.

3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)


2. Cambios de Volumen y Presión. (reacciones fase gas)

En un gas ideal:

nRTPV = RTV

nP

=

concentración

A T constante:

• Si V disminuye, su presión parcial aumenta y su concentración

aumenta

• Si V aumenta, su presión parcial disminuye y su concentración

disminuye


[ ][ ]AD

KC

2

=A (g) 2 D (g)

A T constante:

¿Cómo afecta a Q una disminución en el volumen?

¿Hacia dónde se desplaza el equilibrio?

¿Cómo afecta a Q una aumento en el volumen?

¿Hacia dónde se desplaza el equilibrio?

[ ][ ]AD

Q

2

=


En general:

1. Si una ecuación química balanceada comprende un cambio en la

cantidad total de mol de gas, el cambio de volumen (o presión) de una

mezcla en equilibrio provoca un cambio en el valor de Q, lo cual no modifica

el valor de KC. En esta reacción:

a) Una disminución de volumen (aumento en la presión) hace que la

reacción se desplace en la dirección en la que se produce la menor

cantidad total de mol de gas, hasta que se restablezca el equilibrio.

b) Un aumento de volumen (disminución de presión) hace que la

reacción se desplace en la dirección en la que se produce la mayor

cantidad total de mol de gas, hasta que se restablezca el equilibrio.

2. Si no hay cambio en la cantidad total de mol de gas en la ecuación

química balanceada, un cambio de volumen (o presión) no afecta la posición

de equilibrio.


Ejemplo:

a) Dada la siguiente reacción en equilibrio en un recipiente cerrado a 800 K,

predice el efecto del aumento en la presión por la disminución del volumen:

3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)

b) ¿Cuál será la predicción para la siguiente reacción?

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


3. Cambios de Temperatura.

A + B C + D + calor ∆H = (-)

Reacción exotérmica:

Si aumento la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia A + B

Si disminuyo la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia C + D

A + B + calor C + D ∆H = (+)

Reacción endotérmica:

Si aumento la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia C + D

Si disminuyo la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia A + B


2 NO2 (g) N2O4 (g) ∆H = -57.2 kJ/mol

[ ][ ] eq

eqC

ON

ONK

2

2

42= T. A.

90 ºC[ ][ ] eq

eqC

ON

ONK

2

2

42' =

[ ][ ] eq

eqC

ON

ONK

2

2

42'' = 0 ºC

KC’ < KC < KC’’


[Co(H2O)6]2+ (ac) + 4 Cl- (ac) + calor [CoCl4]

2- (ac) + 6 H2O (l)

T. A.

90 ºC

0 ºC

[ ][ ] [ ]

eqeq

eq

C

OHCoCl

CoClK

+−

−

=2

62

4

2

4

)(

'

[ ][ ] [ ]

eqeq

eq

C

OHCoCl

CoClK

+−

−

=2

62

4

2

4

)(

[ ][ ] [ ]

eqeq

eq

C

OHCoCl

CoClK

+−

−

=2

62

4

2

4

)(

''

KC’ > KC > KC’’

6. Presiones parciales y constante de equilibrio

Otra forma de expresar el equilibrio, cuando se trata de gases, es mediante las

presiones parcialespresiones parciales de cada uno de ellos, en lugar de las concentraciones concentraciones

molaresmolares…

nRTPV = ( )RTV

nP = ( )RTMP =

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

( ) ( )( ) ( )bB

a

A

dc

Cp

pp

pDpK =

6. Presiones parciales y constante de equilibrio

Relación entre Kp y KC: ( )RTV

nP =

RT

P

V

n=

RT

PM =

[ ] [ ][ ] [ ]ba

dc

CBA

DCK =

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

( ) ( )( ) ( )

( )( )

( ) n

pba

dc

pba

dc

b

B

a

A

d

D

c

C

b

B

a

A

d

D

c

C

C RTKRT

RTK

RT

RT

pp

pp

RT

p

RT

p

RT

p

RT

p

K∆−

+−

+−

+

+

==

×=

=)(

)(

1

1

( ) ( )reactprod nnn −=∆

7. Equilibrios heterogéneos

En los equilibrios heterogequilibrios heterogééneosneos, las especies se encuentran en más de una fase.

2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

En este caso, cualquier cambio de presión no afecta la concentración ni del sólido

ni del líquido. Por lo tanto:

[ ]2OKC = 2Op pK =

En general: los líquidos y sólidos puro no aparecen en la expresión de la

constante de equilibrio, K, en equilibrios heterogéneos.

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