Equilibrio Químico

Universidad de La FronteraFac. Ing.Cs. y Adm.Dpto. Cs. Químicas

Prof. Josefina Canales

El equilibrio es un estado en que no hay ningún cambio notable mientras transcurre el tiempo .

Equlibrio químico se alcanza cuando:

• las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y

• las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes

Equilibrio físico

H2O (l)

Equilibrio químico

N2O4 (g)

14.1

H2O (g)

2NO2 (g)

N2O4 (g) 2NO2 (g)

Al principio con NO2 Al principio con N2O4 Al principio con NO2 & N2O4

equilibrio

equilibrio

equilibrio

14.1

TiempoTiempoTiempo

Con

cent

raci

ón

Con

cen t

raci

ón

Con

cen t

raci

ón

El estado de equilibrio

En el equilibrio: velocidaddir = velocidadinv

velocidaddir = kdir[N2O4] velocidadinv = kinv[NO2]2

Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno :

N2O4 (gas incoloro) = 2 NO2 (gas café)

kdir[N2O4] = kinv[NO2]2 kdir [NO2]2

kinv [N2O4]=

1) K pequeña N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) k = 1 x 10 -30

2) k grande 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g) k = 2.2 x 1022

3) k intermedia 2 BrCl(g) Br2 (g) + Cl2 (g) k = 5

El cambio en Q durante la reacción N2O4-NO2

Con

cen

trac

ión

Ap

arie

nci

a d

e N

O2

constanteTiempo Tiempo Tiempo

Con

cent

raci

ón

Con

cen t

raci

ón

Con

cen t

raci

ón

N2O4 (g) 2NO2 (g)

= 4.63 x 10-3K = [NO2]2

[N2O4]

aA + bB cC + dD

K = [C]c[D]d

[A]a[B]bLey de acción de masa

K >> 1

K << 1

Desplaza a la derecha Favorece a los productos

Desplaza a la derecha Favorece a las productos

El equilibrio será

14.1

El equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en que todas las especies reactivas están en la misma fase.

N2O4 (g) 2NO2 (g)

Kc = [NO2]2

[N2O4]Kp =

NO2P2

N2O4P

En la mayoría de los casos

Kc Kp

aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)

Kp = Kc(RT)n

n = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos

= (c + d) – (a + b)

Equilibrio homogéneo

CH3COOH (ac) + H2O (l) CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)

Kc =‘[CH3COO-][H3O+][CH3COOH][H2O]

[H2O] = constante

Kc = [CH3COO-][H3O+]

[CH3COOH]= Kc [H2O]‘

En la práctica general no se incluyen unidades para la constante de equilibrio.

Las concentraciones de equilibrio para la reacción entre monóxido de carbono y cloro molecular para formar COCl2 (g) a 740C son [CO] = 0.012 M, [Cl2] = 0.054 M, y [COCl2] = 0.14 M. Calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp. CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)

Kc = [COCl2]

[CO][Cl2]=

0.140.012 x 0.054

= 220

Kp = Kc(RT)n

n = 1 – 2 = -1 R = 0.0821 T = 273 + 74 = 347 K

Kp = 220 x (0.0821 x 347)-1 = 7.7

La constante de equilibrio Kp para la reacción

es 158 a1000K. ¿Cuál es la presión en el equilibrio de O2 si las PNO = 0.400 atm y PNO = 0.270 atm?2

2NO2 (g) 2NO (g) + O2 (g)

Kp = 2PNO PO

2

PNO2

2

PO2 = Kp

PNO2

2

PNO2

PO2 = 158 x (0.400)2/(0.270)2 = 347 atm

El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los reactivos y productos están en diferentes fases .

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

Kc =‘[CaO][CO2]

[CaCO3][CaCO3] = constante[CaO] = constante

Kc = [CO2] = Kc x‘[CaCO3][CaO]

Kp = PCO2

La concentración de sólidos y líquidos puros no son incluidos en la expresión para la constante de equilibrio.

PCO 2= Kp

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

PCO 2 No depende de la cantidad de CaCO3 o CaO

Considere el equilibrio siguiente en 295 K:

La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. ¿Calcule Kp y Kc para la reacción?

NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g)

Kp = PNH3 H2SP = 0.265 x 0.265 = 0.0702

Kp = Kc(RT)n

Kc = Kp(RT)-n

n = 2 – 0 = 2 T = 295 K

Kc = 0.0702 x (0.0821 x 295)-2 = 1.20 x 10-4

A + B C + D

C + D E + F

A + B E + F

Kc =‘[C][D][A][B]

Kc =‘‘[E][F][C][D]

[E][F][A][B]

Kc =

Kc ‘Kc ‘‘Kc

Kc = Kc ‘‘Kc ‘ x

Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

N2O4 (g) 2NO2 (g)

= 4.63 x 10-3K = [NO2]2

[N2O4]

2NO2 (g) N2O4 (g)

K = [N2O4]

[NO2]2‘ =

1K

= 216

Cuando la ecuación para una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio se vuelve el inverso de la constante de equilibrio original.

Escritura de las expresiones de las constante de equilibrio

• Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en M o en atm.

• Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y solventes no aparecen en las expresiones de constantes de equilibrio.

• La constante de equilibrio es una cantidad adimensional.

• Citando un valor por la constante de equilibrio, debe especificar la ecuación balanceada y la temperatura.

• Si una reacción puede expresarse como una suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

Química cinética y equilibrio químico

A + 2B AB2

kf

kr

velocidadf = kf [A][B]2

velocidadr = kr [AB2]

Equilibriovelocidadf = velocidadr

kf [A][B]2 = kr [AB2]

kf

kr

[AB2]

[A][B]2= Kc =

El cociente de reacción (Qc) se calcula sustituyendo las concentraciones iniciales de los reactivos y productos en la expresión de la constante de equilibrio (Kc).

SI

• Qc > Kc el sistema procede de derecha a izquierda para alcanzar el equilibrio

• Qc = Kc el sistema está en equilibrio

• Qc < Kc el sistema procede de izquierda a derecha para alcanzar el equilibrio

Reactivos Producos Equilibrio: no hay cambio neto Reactivos Producos

Cálculo de las concentraciones de equilibrio

1. Exprese las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iniciales y una sola variable x que representan el cambio en la concentración.

2. Escriba la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Sabiendo el valor de la constante de equilibrio, resuelva para x.

3. Habiendo resuelto para x, calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies.

A 12800C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción

Es 1.1 x 10-3. Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M, calcule las concentraciones de estas especies en equilibrio.

Br2 (g) 2Br (g)

Br2 (g) 2Br (g)

Sea x el cambio en la concentración de Br2

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio(M)

0.063 0.012

-x +2x

0.063 - x 0.012 + 2x

[Br]2

[Br2]Kc = Kc =

(0.012 + 2x)2

0.063 - x= 1.1 x 10-3 Resuelva

para x

Kc = (0.012 + 2x)2

0.063 - x= 1.1 x 10-3

4x2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x

4x2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0

ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac

2ax =

Br2 (g) 2Br (g)

Inicial(M)

Cambio(M)

Equilibrio(M)

0.063 0.012

-x +2x

0.063 - x 0.012 + 2x

x = -0.00178x = -0.0105

En equilibrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M o 0.00844 M

En equilibrio, [Br2] = 0.062 – x = 0.0648 M

Escritura del cociente de reacción o expresión de acción de masas

Q = expresión de la acción de masas o cociente de reacción

Q = Producto de las concentraciones de los reactivosProducto de las concentraciones de los productos

Para la reacción general : a A + bB cC + dD

Q =[C]c [D]d

[A]a [B]b

Ejemplo: El proceso Haber para la producción de amoniaco:

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

Q =[NH3]2

[N2][H2]3

Escritura del cociente de reacción a partir de la ecuación balanceada

Problema: Escriba el cociente de reacción para las siguientes reacciones: (a) La descomposición térmica de clorato de potasio: KClO3 (s) = KCl(s) + O2 (g)

(b) La combustión de butano en oxígeno: C4H10 (g) + O2 (g) = CO2 (g) + H2O(g)

Plan: Primero balanceamos las ecuaciones, luego construimos el cociente de reacciónSolución: (a) 2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2 (g) Qc =

[KCl]2[O2]3

[KClO3]2

(b) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O(g)

Qc =[CO2]8 [H2O]10

[C4H10]2 [O2]13

Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total

Problema: el gas oxígeno se combina con gas nitrógeno en los motoresde combustión interna para producir óxido nítrico, que cuando sale a la atmósferase combina con más oxígeno para formar dióxido de nitrógeno.

(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) Kc1 = 4.3 x 10-25

(2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Kc2 = 6.4 x 109

(a) Demuestre que la Qc total para esta secuencia de reacciones es la misma que el producto de las Qc de las reacciones individuales.

(b) Calcule Kc para la reacción total.

Plan: Primero escribimos la reacción total sumando las dos reacciones, luego escribimos la Qc. Después multiplicamos las Kc individuales para obtener la K total.

(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

total: N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g)

Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total–II

Qc (total) =[NO]2

[N2][O2]2

Para los pasos individuales:

(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) Qc1 =

(2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Qc2 =

[NO]2

[N2] [O2]

[NO]2 [O2][NO2]2

Qc1 x Qc2 = x =[NO]2

[N2] [O2][NO2]2

[NO]2 [O2][NO2]2

[N2][O2]2

(a) continuación:

¡Son iguales!

(b) K = Kc1 x Kc2 = (4.3 x 10-25)(6.4 x 109) = 2.8 x 10-15

La forma de Q para las reacciones directa e inversa

La producción de ácido sulfúrico depende de la conversión de dióxido de azufre en trióxido de azufre antes de que el trióxido de azufre reaccione con agua para formar ácido sulfúrico.

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

Qc(dir) =[SO3]2

[SO2]2[O2]

2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g)Reacción inversa :

Qc(inv) = =[SO2]2[O2][SO3]2

1Qc(dir)

at 1000K Kc(dir) = 261

entonces: Kc(dir) = = = 3.83 x 10 -31Kc(inv)

1261

The Reaction Quotient for a Heterogeneous System

El cociente de reacción para un sistema heterogéneo

igual

igual K

Si una tensión externa se aplica a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que la tensión se compensa parcialmente, así el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.

Principio de Le Châtelier

• Cambios en la concentración

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

AddNH3

El equilibrio desplaza a la izquierda

para compensar la tensión

Equilibrioinicial Cambio

Equilibrio

final

Tiempo

Con

cent

raci

ón

Principio de Le Châtelier

• Cambios en la concentración (continuación)

Cambios Desplazamiento del equilibrio

Aumenta la concentración del producto(s) izquierda

Dismunuye la concentración del producto(s) derecha

Dismunuye la concentración del reactivo(s)

Aumenta la concentración del reactivo(s) derecha

izquierda

aA + bB cC + dD

Add Remove

Principio de Le Châtelier

• Cambios en el volumen y presión

A (g) + B (g) C (g)

Cambio Desplazamiento del equilibrio

Aumenta la presión Lado con menos moles de gas

Disminuye la presión Lado con más moles de gas

Disminuye el volumen

Aumenta el volumen Lado con más moles de gas

Lado con menos moles de gas

Principio de Le Châtelier

• Cambios en la temperatura

Cambio Rx exotérmica

Aumenta la temperatura K disminuye

Disminuye la temperature K aumenta

Rx endotérmica

K aumenta

K disminuye

• Adicionando un catalizador • no cambia K• no desplaza la posición de un sistema en equilibrio • el sistema alcanzará el equilibrio más pronto

Sin catalizador Catalizador

El catalizador baja Ea para ambos avances y reacciones inversas .

El catalizador no cambia la constante de equilibrio o desplazamiento en el equilibrio

Avance de la reacciónAvance de la reacción

Ene

rgía

pot

enc

ial

Ene

rgía

pot

enc

ial

Principio de Le Châtelier

CambioDesplazamiento en el equilibrio

Cambio en la constantede equilibrio

Concentración sí no

Presión sí no

Volumen sí no

Temperatura sí sí

Catalizador no no

FIN