LICEO FEMENINO MERCEDES NARIÑO IED ÁREA CIENCIAS NATURALES Y ED. AMBIENTAL- QUÍMICA

GUÍA DE NOCIONES DE EQUILIBRIO QUIMICO GRADO 11°

Docentes: Veronica Pinzón- Juan Gabriel Perilla

Algunos factores que modifican el equilibrio Principio de Le Chatelier Existen algunos factores que modifican el equilibrio en los que se destacan la temperatura, la concentración, la presión y el volumen; estos factores se pueden predecir de una manera cualitativa en el principio de Le Chatelier, la cual postula:

¿QUE ES EL EQUILIBRIO QUÍMICO? El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre si las sustancias presentes; es decir el equilibrio químico se establece cuando existe dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad, generalmente el equilibrio se escribe usando una doble flecha ↔, o dos medias flechas: ⇋. ¿EN EL EQUILIBRIO QUIMICO LA REACCION SE HA DETENIDO? No, una reacción en equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado. CLASES DE EQUILIBRIO El equilibrio dinámico es un equilibrio químico, donde dos reacciones reversibles ocurren a la misma velocidad, en ambos sentidos, manteniéndose la concentración de reactivos y productos, constante en el tiempo. Dicho de otra manera, en el equilibrio dinámico, dos reacciones opuestas ocurren a la misma velocidad. Equilibrio homogéneo: son aquellos sistemas donde los reactivos y productos se encuentran en una misma fase o en un miso estado físico. 1N2 (g) + 3H2 ⇌ 2NH3 (g) Equilibrio heterogéneo: son sistemas sonde las sustancias se encuentran en más de una fase o más de un estado físico. CaCO3(s) + calor ⇌ Cao(s) + CO2 (g)

“Si un sistema es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el

sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación.”

𝐾𝑐 =[𝐂]𝐜[𝐃]𝐝

[𝐀]𝐚[𝐁]𝐛

PARA RECORDAR…. En el año 1854, los señores Guldberg y Waage, encontraron de una forma experimental, una ley que relaciona las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio la cual denominaron CONSTANTE DE EQUILIBRIO que determina el rendimiento de la reacción. Nuestra constante de equilibrio será:

Ejemplo Si consideramos la siguiente reacción: 2 SO2(g) + O2 ⇌ 2 SO3(g)

Entonces diríamos que la constante de equilibrio es:

𝐾𝑐 =[SO3]𝟐

[SO2]𝟐[O2]𝟏=

[0,06]𝟐

[0,34]𝟐[0,17]𝟏= 0,18

𝟎. 𝟑𝟒 𝟎. 𝟏𝟕 [𝟎. 𝟎𝟔]

Si tenemos un equilibrio de la forma: aA +bB ⇌cC + dD

“Las letras minúsculas (a, b, c, d) indican los coeficientes estequiométricos presentes en la ecuación”.

(Las concentraciones se escriben dentro de [ ] )

ACTIVIDAD

Responde las siguientes preguntas de selección múltiple:

1. En una reacción reversible los productos aumentan su

concentración y los reactivos la disminuyen. Al cabo de un

tiempo estas concentraciones permanecen constantes:

[X2] + [Y2] ⇌ [X2]

Si reacciona 1 mol de X2 con 1 mol de Y2 hasta llegar al equilibrio, la

gráfica que describe correctamente este proceso en el tiempo t es:

(equilibrio quimico , 2011)

2. Según el principio de Le Châtelier cuales factores modifican el equilibrio químico: A. La masa, temperatura y el volumen B. La temperatura, concentración, presión y volumen C. Masa, volumen, temperatura y concentración,

3. Si se tiene la siguiente ecuación química: 2 N2O5(g)⇌4 NO2 (g) + O2(g). La ecuación para la constante de

equilibrio de la reacción es:

A. 𝐾𝑐 = [N2O5]

NO 2

2

B. 𝐾𝑐 = [N2O5]2

[NO 2]4[𝑂2]

C. 𝐾𝑐 = [NO 2]4[N2O5]2

[𝑂2]

D. 𝐾𝑐 = [NO 2]4[𝑂2]

[N2O5]2

4. Si se desea aumentar la velocidad de la reacción H2 + I2⇌2HI + calor, se puede:

A. Disminuir la temperatura

B. Disminuir H2

C. Aumentar HI

D. Emplear cualquier catalizador positivo

5. En el estudio de una reacción en equilibrio químico entre el nitrógeno e hidrógeno gaseosos para producir

amoníaco, se llevó a cabo en un laboratorio la siguiente reacción química: N2(g) +3H2(g) ⇌ 2NH3(g) + 92,4

kJ/mol La siguiente tabla muestra el rendimiento en la obtención de amoniaco cuando se somete a

presiones y temperaturas diferentes:

De los datos obtenidos a diferentes condiciones se puede establecer que:

a. manteniendo la presión constante y aumentando la temperatura

se obtienen mayores rendimientos.

b. manteniendo la temperatura constante y aumentando la presión

se obtienen menores rendimientos.

c. se obtienen mayores rendimientos cuando se aumentan la

presión y se disminuye la temperatura.

d. se obtienen menores rendimientos cuando se aumenta la presión y se disminuye la temperatura.

6. El principio de Le Chatelier dice que si un sistema químico en equilibrio experimenta un cambio en la

concentración, temperatura, volumen o la presión, entonces el equilibrio se desplaza para contrarrestar el

cambio impuesto. De la ecuación química para producir amoniaco, se puede decir que para obtener

nitrógeno gaseoso, según el principio de Le Chatelier, se debe:

a. extraer amoniaco.

b. aumentar la presión.

c. agregar hidrógeno.

d. aumentar la temperatura.

7. Al realizar una práctica experimental a partir de los siguientes compuestos:

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

Se determinaron diferentes concentraciones, tanto iniciales (SO2 y O2) como finales (SO3).

Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como

de productos observándose los siguientes datos:

EXPERIMENTOS CONCENTRACIONES (M)

SO2 O2 SO3

1 0,030 0,115 0,170

2 0,053 0,026 0,143

3 0,037 0,343 0,363

Determinar cada una de las constantes de equilibrio (Kc) a partir de la tabla.

a. 279.2, 280 y 280.6

b. 246.3, 280 y 273.9

c. 376, 789.2 y 298.3

d. 567.6 , 678.9 y 456

8. La constante del siguiente equilibrio:

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

Es 0,55a 150 ºC y 200 atm: ¿Cuál es la concentración de amoniaco? cuando las concentraciones de N2 e H2 en el

equilibrio son 0,20 mol/L y 0,10 mol/L respectivamente.

a. 0,03 M

b. 0,02 M

c. 0,01 M

d. 0,1M

Responda las preguntas 9 y 10 a partir de la la siguiente reacción en equilibrio

2 NOCl (g) 2 NO (g) + Cl2 (g)

Que se encuentra a unas condiciones de temperatura de 735 K y en un volumen de 1 litro. Inicialmente en el

recipiente se introdujeron 2 moles de NOCl. Una vez establecido el equilibrio se comprobó que se había disociado un

33,3 % del compuesto.

9. ¿ cual es la constante de equilibrio?

a. 0,098 M

b. 0,065 M

c. 0,056 M

d. 0,083 M

10. ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? Razona la respuesta.

a. El equilibrio se desplazará hacia la izquierda pues existen menos moles en los reactivos que en los

productos.

b. El equilibrio se desplazara hacia la derecha pues existe mayor cantidad de moles en los reactivos

que en los productos.

c. En esta reacción en donde el número de moles es igual en reactivos y productos, el equilibrio no se

ve afectado por alguna variación.

d. El equilibrio se desplazará hacia la izquierda pues existen mayor moles en los reactivos que en los

productos.

11. Un valor muy pequeño de K indica:

a. la cantidad de productos formados, una vez alcanzado el equilibrio, es pequeñísima.

b. la reacción directa progresa hasta que prácticamente se agota alguno de los reactivos.

c. la cantidad de productos formados, una vez alcanzado el equilibrio, es pequeñísima.

d. El numerador es mucho mayor que el denominador, por lo tanto el equilibrio se encuentra muy desplazado

hacia la formación de los reactivos.

12. Para la siguiente reacción

13. SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2(g)

La constante es de 9,32 * 10–2, a 182 ºC,. En un recipiente de 0,40 litros se introducen 0,2 moles de SbCl5 y se eleva la

temperatura a 182 ºC hasta que se establece el equilibrio anterior. Calcula: a) la concentración de las especies

presentes en el equilibrio.

a. 0,174 M SbCl5, 0,326 M SbCl3 y 0,326 M Cl2

b. 0,326 M SbCl5, 0,190 M SbCl3 y 0,190 M Cl2

c. 0,435 M SbCl5 , 0,174 M SbCl3 y 0,890 M Cl2

d. 0,326 M SbCl5 , 0,174 M SbCl3 y 0,174 M Cl2

14. Cuando 30 g de ácido acético CH3COOH, reaccionan con 46 g de etanol CH3CH2OH se forman 36,96 g de

acetato de etilo CH3COO–CH2CH3.y una cierta cantidad de agua. Calcula la constante de equilibrio de la

reacción de esterificación.

a. 3,10

b. 3,90

c. 3,50

d. 3,80

15. Se coloca cierta cantidad de trióxido de azufre en un matraz de 0,80 L. A cierta temperatura, se establece el

equilibrio de disociación siguiente:

16. 2SO3 2SO2 + O2

Se comprueba que en el equilibrio había dos moles de oxígeno. Si la constante Kc es igual a 0,22 mol·L-1 a la

temperatura de la experiencia, calcula las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio [SO3] = 16,85 mol·L-1,

[SO2] = 5 mol·L-1 y [O2] = 2,5 mol·L-1

a. [SO3] = 12,55 mol•L-1, [SO2] = 5 mol•L-1 y [O2] = 6,5 mol•L-1

b. [SO3] = 1,85 mol•L-1, [SO2] = 4 mol•L-1 y [O2] = 9 mol•L-1

c. [SO3] = 16,85 mol•L-1, [SO2] = 5 mol•L-1 y [O2] = 2,5 mol•L-1

d. [SO3] = 14 mol·L-1, [SO2] = 5 mol·L-1 y [O2] = 2,5 mol·L-1

Bibliografía

Equilibrio quimico . (11 de 05 de 2011). Obtenido de http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/equilibrio-

quimico/

Martínez, C. H., Peña Gómez, L. Y., & Sánchez de Escobar, M. (2010). QUIMICA. EDITORIAL SANTILLANA S.A. .

Mira, E. R. (11 de 11 de 2011). 2º de Bachillerato. El Equilibrio. Obtenido de

http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/equilibrio_quimico/aulaequilibrio.pdf

Rodríguez, J. G. (2010). EQUILIBRIO QUÍMICO. Obtenido de

http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosPDF/02EquilibrioQu%EDmico.pdf

Romero, F. M. (10 de 04 de 2010). EQUILIBRIO QUÍMICO. Obtenido de

http://biblioeur.com/Quimica%202bachiller/5-Equilibrio%20qu%C3%ADmico.pdf

El efecto de la concentración: el H2, el N2 y

el NH3 se hallan en equilibrio (E), cuando se

adiciona más H2. El equilibrio se desplaza

(intervalo d), produciendo más NH3(E`).

MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO

CONCENTRACIONES DE

REACTIVOS Y PRODUCTOS

Aumento de

reactivos

TEMPERATURA

Disminución de

reactivos

PRESIÓN Y VOLUMEN

Aumentándose las concentraciones de

los productos

Aumentándose las concentraciones de

los productos

EQUILIBRIO HACIA

LA IZQUIERDA

En equilibrios donde existan gases

Disminución de

presiones

Aumento de

presiones

Aumenta la concentración y se reduce el volumen

Disminuye la concentración y se

aumenta el volumen

EQUILIBRIO

HACIA LA

DERECHA

EQUILIBRIO HACIA LA IZQUIERDA

(Menos moles hay)

Si absorbe energía

Actúa como reactivo

Si libera energía

El equilibrio se desplazara

Derecha

(endotérmicas)

Izquierda(exot

érmicas)

Ejemplo

Ejemplo

A B

Ejemplo

EQUILIBRIO HACIA

LA DERECHA

El equilibrio se desplazara

Efecto de la presión: en el sistema en equilibrio CO + 3H2⇌ CH4 + H2O, los reactivos presentan mayor número de partículas (a), por tanto, al aumentar la presión, reduciendo el volumen a la mitad (b) el equilibrio se desplazara hacia la derecha, situación con menor número de partículas.

Efecto de los cambios de

temperatura para una reacción

exotérmica