EQUILIBRIO QUÍMICO

CONTENIDOS

Concepto de equilibrio químico

Características del equilibrio Constante de equilibrio Tipos de equilibrio Principio de Le Chatelier

¿ Qué es un equilibrio químico?

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce en ambos sentidos ( los reactantes forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo los reactantes)

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactantes y productos) permanecen constante con el paso del tiempo se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

Ejemplo: Sea la reacción: H2 + I2 2HI⇌

A medida que pasa el tiempo, el H2 y el I2 reaccionan hasta formar HI según VD , por ser una reacción reversible el HI se transforma a H2 y I2 según VI.

Cuando VD = VI se dice que el sistema alcanza el equilibrio, por lo tanto las propiedades macroscópicas como la temperatura, concentración, densidad, presión, etc. permanecen constante.

Variación de la concentración con el tiempo

Equilibrio químico

Con

cent

raci

ones

(m

ol/l

)

Tiempo (s)

[HI]

[I2]

[H2]

Características del equilibrio químico

A nivel macroscópico, el equilibrio es estático, debido a que las propiedades (presión, temperatura, calor de reacción, etc.) permanecen inalterables.

A nivel molecular, el equilibrio es dinámico, debido a que la velocidad directa (VD) e inversa (VI ) son iguales.

El equilibrio es espontaneo, es decir se da en un tiempo finito sin la influencia de factores externos.

El equilibrio conserva sus propiedades y la naturaleza de las sustancias en cualquier sentido

La constante de equilibrio es la relación que se establece entre las concentraciones de reactivos y productos cuando se alcanza el estado de equilibrio.Deducimos su expresión:Sea la siguiente reacción reversible a A(g) + b B(g) ⇌ c C(g) + d D(g)

Si tiene lugar mediante un mecanismo de un solo pasoVD= KD[A]a[B]b

y VI= KI[C]c[D]d

En el equilibrio: VD= VI

igualando se tiene : [ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

c a b

C DK

A B

Constante de equilibrio (KC)

Ejemplo: Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos:

H2(g) + I2(g) 2HI⇌ (g)

2SO2(g) + O2(g) 2SO⇌ 3(g)

N2O4(g) 2NO⇌ 2(g)

2

2 2

[ ]

[ ] [ ]c

HIK

H I

23

22 2

[ ]

[ ] [ ]C

SOK

SO O

2

2

2 4

[ ]

[ ]c

NOK

N O

Constante de equilibrio (KP)

En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones, en este caso la constante de equilibrio la designaremos por Kp.

Para el siguiente sistema general en fase gaseosa

a A(g) + b B(g) ⇌ c C(g) + d D(g)

se define:

c dC D

P a dA D

p pK

p p

Relación entre Kp y Kc

Para la reacción: a A(g) + b B(g) ⇌ c C(g) + d D(g)

por lo tanto:

donde: ∆n= (c+d) – (a+b) R= 0,082 atm.L / mol.K T= temperatura absoluta (K)

[ ] ( ) [ ] ( )

[ ] ( ) [ ] ( )

[ ] [ ] ( ) ( )( )

[ ] [ ] ( ) ( )g

c d c c d dC D

P a d a a b bA D

c d c dn

Ca b a b

p p C RT D RTK

p p A RT B RT

C D RT RTK RT

A B RT RT

( ) nP CK K RT

Constante de equilibrio. Propiedades.

La constante de equilibrio “no tiene unidades”. La magnitud de Kc es una medida de la extensión en la que tiene lugar la

reacción.

Si Kc >> 1: la mayoría de los reactivos se transforman en

producto

Si Kc << 1: la mayoría de los reactivos permanecen sin

reaccionar y sólo se forman cantidades pequeñas de

productos El valor de Kc:

- Sólo varia con la temperatura

- Es constante a una temperatura dada

- Es independiente de las concentraciones iniciales

Tipos de equilibrio

EQUILIBRIO HOMOGÉNEO Son aquellos sistemas donde los reactantes y productos se encuentran en una misma fase o en un mismo estado físicoEjemplo 1N2(g) + 3H2(g) 2NH⇌ 3(g) KC=[NH3]2 / [N2].[H2]3

EQUILIBRIO HETEROGÉNEO Son sistemas donde las sustancias se encuentran en más de una fase o más de un estado físicoEjemplo CaCO3(s) + calor CaO⇌ (s) + CO2(g) KC=[CO2]

Factores que afectan a la posición del equilibrio

Principio de Le Chatelier:Si un sistema químico en equilibrio es perturbado por un cambio en la concentración, presión o temperatura, el sistema se desplazara, si es posible, para contrarrestar parcialmente el cambio y alcanzar de nuevo el equilibrio. Tipos de cambios a considerar: - Cambios en la concentración. - Cambios en la presión - Cambios de temperatura. - Introducción de catalizadores.

Cambios en la concentraciónUn aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración de uno de los reactivos se compensara dicha falta hacia la formación de reactivos. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya la concentración de uno de los productos, el sistema reacciona desplazándose hacia los productos.

Ejemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio 1N2(g) + 3H2(g) 2NH⇌ 3(g)

Si introducimos cierta cantidad de N2 o H2 al reactor químico se aumentara las concentraciones de N2 o H2 , la reacción de equilibrio se desplazará hacia la derecha (→) para disminuir dichas concentraciones.

Cambios de presión o volumenLa variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivosEjemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio 2SO2(g) + 1O2(g) 2SO⇌ 3(g)

3 moles 2 molesSi aumentamos la presión, el sistema contrarresta esta perturbación disminuyendo la presión, desplazándose hacia el sentido que disminuya el número de moles, es decir, hacia la derecha (→) para alcanzar luego un nuevo equilibrio.

Cambios en la temperaturaSe observa que, al aumentar temperatura el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.Si disminuye la temperatura el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).

Ejemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio 1N2(g) + 3H2(g) 2NH⇌ 3(g) + calor

Si aumentamos la temperatura (calentando el reactor), la reacción se desplaza en el sentido que consuma calor, de ese modo logra disminuir la temperatura, esto implica que la reacción se desplaza hacia la izquierda (←) y luego se establecerá un nuevo equilibrio.

Introducción de un catalizador

Un catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no desvía el

equilibrio hacia los productos ni hacia los reactivos.Afecta igualmente a la energía de activación de la reacción directa y a la de la inversa y por ello, lo único que hace es que el equilibrio se alcanza con mayor rapidez

Variaciones en el equilibrio

[reactivos] ↑ [reactivos] ↓ [productos] ↑ [productos] ↓ T ↑ (exotérmicas) T ↑ (endotérmicas) T ↓ (exotérmicas) T ↓ (endotérmicas) p ↑ Hacia donde menos nº moles de gases

p ↓ Hacia donde más nº moles de gases