Equilibrio Químico

¿Qué es un equilibrio químico?

Es una reacción que se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos).Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se dice que se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

Equilibrio químico

Con

cen

traci

on

es

(mol/

l)

Tiempo (s)

[HI]

[I2]

[H2]

Constante de equilibrio (Kc)

En una reacción cualquiera:

a A + b B c C + d D

la constante Kc tomará el valor:

para concentraciones en el equilibrioLa constante Kc cambia con la temperatura

¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado solido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

c a b

C DK

A B

Constante de equilibrio (Kp)

En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones:

a A + b B c C + d Dy se observa la constancia de Kp viene definida por:

La constante de equilibrio con presiones parciales se puede obtener respecto a la contante de equilibrio con concentraciones:

en donde n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)

c dC D

P a dA D

p pK

p p

( ) nP CK K RT

Cociente de reacción (Q)

En una reacción cualquiera:

a A + b B c C + d Dse llama cociente de reacción a:

Tiene la misma fórmula que la Kc pero a diferencia que las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

a b

C DQ

A B

Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con Kc.Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con Kc

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

Características del equilibrio químico

La energía libre de Gibbs

Bajo condiciones apropiadas, los sistemas alcanzan el equilibrio en forma espon tánea. Esto significa que no hay acción de fuerzas externas como cambios de temperatura o presión.

Un sistema tiende hacia el equilibrio debido a la desigualdad de las velocidades de las reacciones directa e inversa (vd, vi), en el equilibrio ambas velocidades se igualan y el sistema permanece en ese estado a menos que se perturben sus condiciones externas.

Características del equilibrio químico

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 paso

VD= 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) ⇌ 2SO3(g)

N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)

2

2 2

[ ]

[ ] [ ]c

HIK

H I

23

22 2

[ ]

[ ] [ ]C

SOK

SO O

2

2

2 4

[ ]

[ ]c

NOK

N O

 

12

0,0144conc. eq(mol/l)

0,25 0,25 0,25

x x x

Moles equil. 0,0014 0,013 0,013

 

 

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

Constante de equilibrio (KP)

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

Relación entre Kp y Kc

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

Constante de equilibrio. Propiedades.

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) ⇌ 2NH3(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]

EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

CaCO3 (s) « CaO (s) + CO2 (g)

o Gº/ RTpK e

La constante de equilibrio es independiente de las cantidadesde sólidos y líquidos en el equilibrio.

CaCO3 (s) « CaO (s) + CO2 (g)Kc = [CO2]

i i iG 0 0

Por definición, para líquidos o sólidospuros

La situación de equilibrio no se ve afectada por la cantidad de sólido o líquido, siempre y cuando estas sustancias estén presentes.

Aquéllos en los que las sustancias están en fases distintas

Para sustancias en disolución i i iRTLna 0

Si la disolución es ideal i ia Si la disolución es real

i i ia

En reacciones entre sustancias en disolución

ii,eqK ( )

gas moln

P

PK K

P

00

gas moln

P C

CK K RT

P

00 0

0

i iP P

VARIACIÓN DE LA CONSTANTE DEEQUILIBRIO CON LA TEMPERATURA

¿Cómo se puede modificar la situación de equilibrio?

Cambiando la constante de equilibrio

Cambiando la temperatura

o Gº/RTpK e

i iG (T) (T) 0 0

op

GºlnK

RT

oplnK G

RT 01

opdlnK G d G

dT RT RT dT

0 0

2

1i

i

d( G dG)

dT dT

0 0

dG S dT VdP 0 0

opdlnK G S

dT RT RT

0 0

2

op

2

ln K Hº

T RT

d

d

Ecuación de van’t Hoff

G T S

RT

0 0

2

[Co(OH2)6]2+ + 4 Cl- [CoCl4]2- + 6 H2O

SiDHº = cte

op 2

op 1 1 2

K (T ) Hº 1 1lnK (T ) R T T

Ecuación integrada

de van’t Hoff

op

2

ln K Hº

T RT

d

d

op

HºdlnK dT

RT

2

Consecuencias: op 2

op 1 1 2

K (T ) Hº 1 1lnK (T ) R T T

a) Si DHº > 0 (endotérmica)

Si T2 > T1

Hº0

R

1 2

1 10

T T

op 2 o o

p 2 p 1op 1

K (T )ln 0 ; K (T ) K (T )K (T )

T ­­­Kpº ­

Al aumentar T se favorece la formación de productos.

b) Si DHº < 0 (exotérmica)

Consecuencias:op 2

op 1 1 2

K (T ) Hº 1 1lnK (T ) R T T

Si T2 > T1

Hº0

R

1 2

1 10

T T

op 2 o o

p 2 p 1op 1

K (T )ln 0 ; K (T ) K (T )K (T )

T ­­­Kpº ¯

Al aumentar T se favorece la formación de reactivos.

c) Si DHº = 0

Consecuencias:op 2

op 1 1 2

K (T ) Hº 1 1lnK (T ) R T T

Si T2 > T1

op 2 o o

p 2 p 1op 1

K (T )ln 0 ; K (T ) K (T )K (T )

La constante de equilibrio no cambia con T

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.

Factores que afectan a la posición del equilibrio

Cambios en la concentración

Un 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) ⇌ 2NH3(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 volumen

La 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) ⇌ 2SO3(g) 3 moles 2 moles

Si 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 temperatura

Se 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) ⇌ 2NH3(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