Post on 20-Sep-2018
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
1. Conceptos básicos
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…
1. Conceptos básicos
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
1. Conceptos básicos
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
1. Conceptos básicos
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. Constante de equilibrio
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=
2. Constante de equilibrio
a A + b B c C + d D
reactivos
productos
[ ] [ ][ ] [ ] C
eqb
eqa
eqd
eqc
eq KBA
DCK ==
concentración
de productos
concentración
de reactivos
2. Constante de equilibrio
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. Constante de equilibrio
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. Constante de equilibrio
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
2. Constante de equilibrio
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.
2. Constante de equilibrio
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
2. Constante de equilibrio
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:
3. Cociente de reacción
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.
3. Cociente de reacción
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 =
3. Cociente de reacción
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. ( )
3. Cociente de reacción
4. Usos de la constante de equilibrio
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?
4. Usos de la constante de equilibrio
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.
5. Alteración de un sistema en equilibrio
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…
5. Alteración de un sistema en equilibrio
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
5. Alteración de un sistema en equilibrio
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)
5. Alteración de un sistema en equilibrio
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
5. Alteración de un sistema en equilibrio
[ ][ ]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
=
5. Alteración de un sistema en equilibrio
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.
5. Alteración de un sistema en 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)
5. Alteración de un sistema en equilibrio
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
5. Alteración de un sistema en equilibrio
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’’
5. Alteración de un sistema en equilibrio
[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.