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equilibrio
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7/18/2019 Unidad IV. Equilibrio Químico
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UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTALFRANCISCO DE MIRANDA
ÁREA DE TECNOLOGÍADEPARTAMENTO DE QUÍMICA
COORDINACIÓN DE QUÍMICA II-SABINO.
Adaptado por:
Ing. Rosaura Medina Rivas.
Febrero de 2008.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
7/18/2019 Unidad IV. Equilibrio Químico
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UNIDAD I: EQUILIBRIO QUÍMICO.
1. INTRODUCCION.
2. DEFINICIONES PRELIMINARES.a) Equilibrio.b) Reacción química.c) Cinética química.d) Velocidad de Reacción.
3. REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES.4. FACTORES DE LOS QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.
5. EQUILIBRIO QUÍMICO.
a) Ley de Acción de masas y Constante de Equilibrio (Kc).b) Magnitud de la Constante.c) Cociente de reacción.d) Presiones parciales y constante de equilibrio (Kp).e) Relación entre Kc y Kp.
6. PRINCIPIO DE LE-CHATELIER.
a) Factores que afectan el equilibrio químico.
7. APLICACIONES.
a) Proceso Haber. b) El equilibrio Químico y las bebidas Carbónicas. c) El equilibrio Químico y el Cuerpo.
8. RESUMEN.
9. AUTOEVALUACIÓN.
10. EJERCICIOS PROPUESTOS.
11. BIBLIOGRAFÍA.
12. ANEXO.
UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL“FRANCISCO DE MIRANDA”
ÁREA DE TECNOLOGÍADEPARTAMENTO DE QUÍMICA
COORDINACIÓN DE QUIMICA II-SABINO Ultima revisión: febrero 2008
7/18/2019 Unidad IV. Equilibrio Químico
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 1
1. INTRODUCCIÓN:
Son pocas las reacciones químicas que sólo se llevan a cabo
en una dirección; la mayor parte son, al menos hasta cierto
punto, reversibles. Al inicio de una reacción reversible, ésta se
desplaza hacia la formación de productos (→). Tan pronto
como se forman algunas moléculas de productos, comienza a
efectuarse el proceso inverso (la formación de moléculas e
reactivo a partir de productos←). Estas reacciones reversibles
son la base fundamental del estado denominado equilibrio
químico, el cual se desarrollará en la presente guía.
2. DEFINICIONES PRELIMINARES:Para una mejor comprensión de lo referente al equilibrio químico, es necesario tener
conocimiento de ciertos aspectos:
a) Equilibrio: es un estado dinámico, en el que no ocurren cambios a medida
que transcurre el tiempo.
Un ejemplo de equilibrio es un columpio que sube
y baja, en el cual las masas que están de cada lado
se encuentran en balance.
b) Reacción química: es una manera abreviada de expresar un cambio químico,
en el cual existen sustancias que se combinan, las cuales se conocen como
reactivos, mientras las sustancias generadas se conocen como productos.
Un ejemplo de reacción química se presenta
con la reacción de ácido yodídrico, donde en la
medida que se consumen las especies de la
izquierda H2, I2 (Reactivos), se forma una nueva
especie a la izquierda de la reacción el HI
(Producto).
HI I H 222 ⇔+
Reactivos
Productos
Figura 3.ElaboraciónPropia
Figura 2
Figura 1
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 2
c) Cinética Química: Es el área de la química que estudia las velocidades de
reacción y el mecanismo o trayectoria de la formación de los productos a
partir de los reactivos.
d) Velocidad de Reacción: Es la rapidez con la cual se forman los productos o
se consumen los reactivos.
3. REACCIONES IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES.
a) Reacciones Irreversibles: Son aquellas que se completan en un sólo
sentido (→) ya que todo el reactivo se consume para generar un producto. En
este tipo de reacciones, no se establece un equilibrio químico y esencialmente
llegan a la consumación.
Un ejemplo de reacción irreversible se da en la
formación de un gas, el cual se elimina tan pronto
como se forma. Una reacción de Producción de gas
(Dióxido de carbono) que se elimina cuando se forma
es:
b) Reacciones Reversibles: Son aquellas que se llevan a cabo en ambossentidos (↔), razón por la cual nunca llegan a completarse, se les conoce con
reacciones incompletas, ya que no todo el reactivo es consumido porque los
productos reaccionan de manera espontánea para regenerarlo. Razón por la
cual se comienza un ciclo que nunca llega completarse, el cual se conoce
como reacción reversible.
Un ejemplo de reacción reversible se da en la
formación de un gas, cuando este permanece encontacto con los reactivos, como sucede en un
recipiente cerrado, ocurre una reacción reversible
y se establece el equilibrio.
MgCO3 (S) + 2 HCL(ac) → MgCl2(ac)+H2O(l)+CO2(g)
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
2HI
Figura 5
Fi ura 4
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 3
Para el estudio de la velocidad de una reacción se debe tener en cuenta los factores
de los cuales esta depende.
4. FACTORES DE LOS QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN:
a) Reactividad: La reactividad no es más que la habilidad o capacidad de
romper los enlaces de las moléculas reaccionantes y formar nuevos enlaces.
No todas las sustancias poseen la misma reactividad, de modo que algunas
reacciones químicas son rápidas y otras lentas.
Por ejemplo: La descomposición del dióxido de nitrógeno es un ejemplo
de una reacción rápida que se lleva acabo en pocos minutos.
Por otro lado, la descomposición del pentoxido de dinitrógeno es lenta.
b) Concentración de los Reactivos: La velocidad de reacción aumenta con un
incremento de la concentración de los reactivos, debido a que un mayor
número de moléculas de un reactivo entra en contacto con las moléculas de
otro reactivo y se forman más moléculas de producto.
Por ejemplo: Al aumentar la presión de una reacción gaseosa, el volumendisminuye y en consecuencia aumenta la concentración de reactivos y la
velocidad de reacción, debido a la relación directa que presentan en la
ecuación de velocidad. [ ]22 NOk V =
2NO2(g) → 2NO(g) + O2 (g)
2N 2O5(g) → 4NO2 (g) + O2 (g)
2NO2(g) → 2NO(g) + O2 (g)
“A mayor reactividad mayor velocidad de reacción”
¿Cómo se estudia la velocidad de una reacción?
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 4
c) Temperatura: Al aumentar la temperatura de una reacción, la velocidad de
reacción también se incrementa, debido a que aumenta la “barrera de energía
de la reacción” (Energía de activación).
Por ejemplo: Al aumentar la temperatura de 320 ºC a 330ºC, en la
descomposición del dióxido de nitrógeno.
La velocidad se incrementa en un factor de 1.5, mientras al aumentar la
temperatura de 45ºC a 55ºC, en la descomposición del pentóxido de
dinitrógeno.
La velocidad se incrementa en un factor de 3.0, por lo tanto, un incremento en
la temperatura incrementa la velocidad.
d) Catalizador: Es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción
química, un catalizador es incluido en la reacción como un componente
adicional que disminuye el tiempo que necesita una reacción para alcanzar el
2NO2(g) → 2NO(g) + O2 (g)
2N 2O5(g) → 4NO2 (g) + O2 (g)
“A mayor concentración de reactivo mayor velocidad de reacción”
“A mayor temperatura mayor velocidad de reacción”
Figura 6. Fuente: Elaboración propia.
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 5
equilibrio a fin de optimizar el proceso, aumentando la producción en relación
al tiempo.
¿Sabia Usted que a través de un
proceso denominado “deshidrogenación
oxidativa”, los científicos de la Unidad decatalizadores, procesos catalíticos y reactores
químicos del ITQ han conseguido que la
obtención de etileno a partir de etano sea más
competitiva y rentable?. El etileno, se utiliza en
industrias químicas para la obtención de
polietileno, óxido de etileno o glicoles, todos ellos
productos de interés con los que se elaboran
plásticos y polímeros en general.
5. EQUILIBRIO QUÍMICO.
El equilibrio químico se consigue cuando existen dos reacciones opuestas que tienen
lugar simultáneamente a la misma velocidad (Reacción reversible). Lo cual
proporciona estabilidad al proceso de reacción.
Un ejemplo de equilibrio químico es cuando se
coloca a hervir un recipiente con agua, debido a quela misma cantidad de moléculas que pasan de líquido
a vapor, por el aumento de temperatura, es el mismo
número de moléculas que regresan al estado líquido
una vez que llegan a la superficie del recipiente
cerrado.
Considere la reacción general:
Donde a, b, c y d son los coeficientes de la ecuación química balanceada.
aA(g)+ bB(g) ↔ cC(g) + dD (g)
Figura 7
Figura 8
¿Cómo llega una reacción al equilibrio?
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 6
A medida que transcurre la reacción directa, las concentraciones de A y B se agotan,
mientras las concentraciones de C y D se incrementan (Fig. 9), hasta llegar a un tiempo
en el cual los productos C y D reaccionan para regenerar A y B. En este punto los
reactivos dejan de agotarse y el producto deja de incrementarse. Este tiempo se le
conoce como tiempo del equilibrio (puede visualizarse en la Figura 9 a partir de la líneapunteada).
En el equilibrio las velocidades de reacción se igualan, debido a que en la medida
que la concentración de los reactivos disminuye, también disminuye la velocidad de
reacción; por otro lado en la medida que aumenta la concentración de los productos
también lo hace la velocidad de reacción. Esto sucede hasta llegar al tiempo del
equilibrio en el cual las concentraciones se hacen constantes y las velocidades se
igualan. (Fig. 10).
Importante: El equilibrio químico es un estado dinámico, el hecho de que las
concentraciones no varíen no indica que se detenga la reacción, sino que a nivel
molecular existe una gran actividad porque sigue habiendo conversión entre las
moléculas de reactivos y productos, por lo que las reacciones son incompletas
(reversibles).
Figura 9.fuente: elaboración propia.
0
[A]
[C]
B
[D]
Equilibrio logrado
Las velocidades Son i uales[B]
[B]
[A]
[C]
Figura 10.fuente: elaboración propia.
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 7
a) Ley de Acción de Masas y Constante de Equilibrio (Kc).
Es un estudio publicado por Científicos noruegos, el cual establece que la
dirección que toma una reacción reversible, no depende solamente de la masa de
los diversos componentes, como sucede en las reacciones irreversibles, sino que
también depende la concentración. Dicho con mayor exactitud, en toda reacción enequilibrio se cumple que, para cada temperatura “El producto de las
concentraciones molares de los productos de una reacción, cada uno elevado a la
potencia que le corresponde a su coeficiente en la ecuación química balanceada;
dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos de una
reacción, cada uno elevado a la potencia que le corresponde a su coeficiente en la
ecuación química balanceada, es una constante denominada constante de
equilibrio de la reacción”.
Si se considera la reacción general:
La reacción directa es:
Al expresar la ecuación de velocidad:
[ ] [ ]ba B Akd Vdirecta ⋅⋅= (Ecuación 1)
Para la reacción inversa:
La ecuación de velocidad, es:
[ ] [ ]d c DC kiVinversa ⋅⋅= (Ecuación 2)
aA(g)+ bB(g) ↔ cC(g) + dD (g)
aA(g)+ bB(g) → cC(g) + dD (g)
aA(g)+ bB(g) ← cC(g) + dD (g)
¿Cómo se plantea la ley de acción de masa para una reacción?
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 8
IMPORTANTE: En cada una de las ecuaciones de velocidad k representa la
constante de reacción ( =kd constante de directa, =ki constante inversa), mientras los
corchetes representan las concentraciones en mol/L de cada una de las especies.
Cuando se alcanza el equilibrio y según lo visualizado en la figura 9.
VinversaVdirecta =
[ ] [ ] [ ] [ ]d cba DC ki B Akd ⋅⋅=⋅⋅ (Ecuación 3)
Reordenado:
[ ] [ ]
[ ] [ ]ba
d c
B A
DC
ki
kd
⋅
⋅= , (Ecuación 4); donde kc
ki
kd =
Según lo establecido por la ley de acción de masas, la expresión de la
constante de equilibrio de una reacción es:
Aspectos importantes que se deben considerar al expresar la constante de
equilibrio.
La concentración de equilibrio de las sustancias reaccionantes en fase
condensada se expresa en mol/L, en fase gaseosa se expresa en mol/L ó
atmósferas.
La constante de equilibrio (kc) se expresa como una cantidad adimensional.
Las concentraciones de sólidos y líquidos puros en equilibrios heterogéneos y de
disolventes en equilibrios homogéneos, no aparecen en las ecuaciones de la
constante de equilibrio.
Al citar un valor para la constante de equilibrio se debe especificar la reacción
balanceada y la temperatura a la que se llevó a cabo.
[ ] [ ][ ] [ ]ba
d c
B A
DC kc
⋅
⋅= (Ecuación 5)
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 9
b) Magnitud de la Constante de Equilibrio.El valor de Kc es una medida de la extensión en la que tiene lugar una reacción,
según sea el valor de la constante de equilibrio existen tres tipos de interpretación:
Un valor de Kc>>1: Un valor muy grande de la constante de equilibrio se debe a
que las concentraciones del numerador (productos de la reacción) son muy
grandes, mientras las concentraciones del denominador (reactivos) son muy
pequeñas, lo cual indica que en el equilibrio la mayoría de los reactivos se
convierten a productos.
Por ejemplo: en el siguiente sistema a 230 ºC.
[ ][ ] [ ]
5
2
2
2
2 1044,6 xO NO
NOkc =
⋅=
De modo que [ ]2 NO es muy grande ya que gran parte de [ ] NO y [ ]2O han
reaccionado para formarlo.
Un valor de Kc<<1: Un valor muy pequeño la de constante de equilibrio se
debe a que las concentraciones del numerador (productos de la reacción)
son muy pequeños, mientras que las concentraciones del denominador
(reactivos) son muy grandes, lo cual indica que en el equilibrio la mayoría
de los productos se convierten a reactivos.
Por ejemplo: en el siguiente sistema en equilibrio a 25ºC.
[ ][ ]
38
2
2
104,1 −== xCl
Cl kc
2NO(g)+ O2(g) ↔ 2NO2(g)
Cl2(g) ↔ Cl(g) + Cl(g)
¿Qué información aporta la constante de equilibrio Kc?
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 10
Una mezcla de equilibrio a esa temperatura contiene principalmente
moléculas de Cl2 y muy pocos átomos de Cl.
Si K ≈ 1: las cantidades de reactivos y productos presentes en el equilibrio
serán del mismo orden de magnitud.
Ejercicio práctico: Una mezcla que contenía 3,9 moles de NO y 0,800 moles
de CO2 se hizo reaccionar en un matraz de 0,500 L, a determinada temperatura
de acuerdo con la ecuación.
NO(g) + CO2(g) NO2(g) + CO(g)
Se encontró que en el equilibrio estaban presentes 0,100 moles de CO2. Encuentre la
constante de equilibrio de esta reacción.
Resolución:
• Inicialmente es necesario calcular las concentraciones de todos los compuestos
presentes:
[ ]
[ ]
[ ] Lmol L
molesCO
Lmol L
molesCO
Lmol L
moles NO
eq
inicial
inicial
/2,0500,0
100,0
/6,1500.0
800,0
/8,7500,0
9,3
2
2
==
==
==
NO(g) + CO2 (g) NO2 (g) + CO(g)
Inicio(M) 7.8 1.6 0 0
Cambio(M) -x -x X x
Equilibrio(M) 7.8 - x 1.6 - x X X
• De acuerdo a esto y lo que plantea el enunciado del problema, se determina la
magnitud x, la cual representa la cantidad de reactivos que reaccionan y la
cantidad producida de cada uno de los productos.
[ ] [ ] 4,12,06,12,06,16,1;/2,0 22 =−=⇒=−⇒−== x x xCO Lmol COeqeq
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 11
• Con este valor determinamos la concentración de equilibrio de todos los
compuestos:
[ ][ ][ ]
[ ] Lmol xCO
Lmol x NO
Lmol xCO
Lmol x NO
/4,1
/4,1
/2,04,16,16,1
/4,64.18,78,7
2
2
==
==
=−=−=
=−=−=
• Sustituimos en la expresión de Kc
[ ] [ ][ ] [ ]
53,12,0*4,6
4,1*4,1
*
*
2
2 ===CO NO
CO NO Kc
c) Cociente de reacción (Q).
Es la aplicación de la ley de acción de masas para una reacción general, “Que
no haya conseguido alcanzar el equilibrio”, generalmente Q se expresa en
concentraciones iniciales.
[ ] [ ][ ] [ ]ba
d c
B A
DC Q
⋅
⋅= ,
Donde las concentraciones en los corchetes son concentraciones en el inicio ó
cualquier instante de la reacción distinto al equilibrio.
Una vez conocido el valor del cociente de reacción se compara con el valor de
la constante de equilibrio a fin de predecir el sentido en que progresará una
mezcla en reacción para alcanzar el equilibrio. Los tres casos posibles y sus
interpretaciones se presentan a continuación:
Si kcQ > : indica que la relación de las concentraciones iniciales de los
productos ó en cualquier instante de la reacción entre las concentraciones
aA(g)+ bB(g)↔
cC(g) + dD (g)
¿Cómo se puede predecir el sentido en que se llevará a cabo una reacción
para alcanzar el equilibrio?
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 12
de los reactivos es demasiado grande. Para alcanzar el equilibrio ( kcQ = ),
los productos se deben convertir a reactivos, de modo que el sistema
avanza de derecha a izquierda ← consumiendo productos y generando
reactivos, para alcanzar el equilibrio.
Si kcQ = : el sistema está equilibrado. Si kcQ < : indica que la relación de las concentraciones iniciales o en
cualquier instante de la reacción de los productos, entre las concentraciones
de los reactivos es demasiado pequeña. Para alcanzar el equilibrio ( kcQ = ),
algo de los reactivos se debe convertir a productos, de modo que el sistema
avanza de izquierda a derecha → consumiendo productos y generando
reactivos, para alcanzar el equilibrio.
Ejercicio práctico: La constante de equilibrio de concentraciones para la
reacción en fase gaseosa
Tiene el valor numérico de 0,50 a una determinada temperatura. Una mezcla de H2CO,
H2, y CO se introduce en un matraz a esta temperatura. Después de un tiempo breve,
el análisis de una pequeña muestra de la mezcla de reacción muestra que las
concentraciones son [H2CO]=0,50 M, [H2]=1,50 M, [H2]=0,25 M. ¿Cuáles de las
siguientes afirmaciones son verdaderas y cuáles son falsas?
a) La mezcla de reacción está en equilibrio.
b) La mezcla de reacción no está en equilibrio, pero no tendrá lugar reacción
posterior.
c) La mezcla de reacción no está en equilibrio, pero se desplazará hacia el
equilibrio gastando más H2CO.Resolución:
• Es necesario encontrar el valor del cociente de reacción para poder hacer una
comparación con la constante de equilibrio Kp.
H2 CO(g) ↔ H2 (g) + CO (g)
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 13
[ ] [ ][ ]CO H
CO H Q
2
2 *= (ECUACIÓN 1).
• Sustituyendo en ecuación 1, Se tiene:
[ ] [ ][ ]
75,050,0
25,0*50,1==Q
• Se realiza la comparación:
75,0=Q > 50,0= Kc
• Respuesta a): (FALSO)
La mezcla en reacción no se encuentra en equilibrio ya que para estarlo Q
debería ser igual al Kc.
• Respuesta b): (FALSO)
La mezcla en reacción no se encuentra en equilibrio, el equilibrio si tendrá lugar
posteriormente ya que se trata de una reacción reversible con la capacidad de
reestablecer el equilibrio según lo citado por el principio de Le Chatelier.
• Respuesta c): (VERDADERO)
La mezcla en reacción no se encuentra en equilibrio, pero se desplazará al
equilibrio, dirigiéndose a la izquierda, es decir, a la producción de H2CO y
fomentando la disminución de H2 y CO.
d) Presiones Parciales y la Constante de Equilibrio.
Tal como se menciono en los aspectos importantes a considerar para la
expresión de la constante de equilibrio, cuando se trata de equilibrios en fase
gaseosa, las concentraciones de reactivos y productos se pueden expresar
también en términos de sus presiones parciales (atmósferas). En este último
caso, se adapta la expresión de equilibrio en función de las concentraciones, y se
coloca en función de la presión, todo esto tiene su fundamentación en la ley de los
Gases Ideales; de modo que, para la reacción general:
aA(g)+ bB(g) ↔ cC(g) + dD (g)
¿Existe otra forma de expresar la constante de equilibrio?
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 14
La ecuación de equilibrio en función de las concentraciones es:
[ ] [ ][ ] [ ]ba
d c
B A
DC kc
⋅
⋅=
Despejando la molaridad de la ecuación de los Gases Ideales:
T RnV P ⋅⋅=⋅ , donde M V
n=
T R P ⋅⋅= ⇒T R
P M
⋅=
Una vez despejada la molaridad en función de las presiones parciales, se
sustituye en la expresión de equilibrio.
b
B
a
A
d
D
c
C
RT
P
RT
P
RT
P
RT
P
kp
= ⇒ b
B
a
A
d D
cC
P P
P P kp =
Donde:
P A, PB, PC y PD son las presiones parciales en el equilibrio de las sustancias
respectivas en atm, y Kp recibe el nombre de constante de equilibrio de presiones
parciales.
IMPORTANTE: Cuando en la reacción, además de sustancias en estado gaseoso, se
encuentran sustancias en estado sólido o líquido, sólo se consideran las presiones
parciales de los gases que intervienen en la reacción, no siendo necesario tener en
cuenta las de los sólidos o líquidos, puesto que el efecto cambios de presión sobre
sustancias en estos estados puede ser despreciado.
e) Relación entre Kc y Kp.
En general Kc ≠ Kp, porque las presiones parciales de reactivos y productos no
son iguales a sus concentraciones expresadas en moles/litros, sin embargo, se
puede deducir una relación sencilla entre ambas constantes.
¿Existe alguna relación entre las dos expresiones de constante de equilibrio
estudiadas?
7/18/2019 Unidad IV. Equilibrio Químico
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 15
Para la reacción general:
Las constantes de equilibrio son:[ ] [ ][ ] [ ]ba
d c
B A
DC kc
⋅
⋅=
b
B
a
A
d
D
c
C
P P
P P kp =
Según la ecuación de los Gases Ideales:
T R P ⋅⋅= , donde = Concentración molar [ ]
Sustituyendo en la expresión Kp:
[ ] [ ][ ] [ ] bbaa
d d cc
RT B RT A RT D RT C kp
)()()()(=
Reordenando:
[ ] [ ][ ] [ ] baba
d cd c
RT B A
RT DC kp
+
+
=)(
)(, donde
[ ] [ ][ ] [ ]
kc B A
DC ba
d c
=⋅
⋅
Así queda:
ba
d c
RT
RT kckp +
+
⋅= )(
)(
Finalmente, simplificando términos:
nT Rkckp ∆⋅⋅= )(
Donde:
reacción)ladetríaestequiomelade(tomadosreactivodemoles- productodemoles=∆n
IMPORTANTE: Cuando el número de moléculas en estado gaseoso de las sustancias
reaccionantes y de los productos son iguales 0=∆n , la constante de equilibrio de
concentraciones (Kc) y la de presiones (Kp) tienen el mismo valor numérico.
aA(g)+ bB(g) ↔ cC(g) + dD (g)
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 16
Ejercicio Práctico: En un recipiente de 10L se introduce una mezcla de 4 moles
de N2(g) y 12 moles de H2(g). La reacción se lleva a cabo a 1000K.
Escribir la reacción de equilibrio.
Si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar lasconcentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc.
Calcular la constante Kp a 1000K.
Resolución:
• La reacción de equilibrio es: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3(g), una vez
establecida la reacción, se construye la tabla:
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3(g)
Inicio(M) 4/10 12/10 0
Cambio(M) - X - 3X +2X
Equilibrio(M) 4/10 - X 12/10 – 3X 2X
• Según el valor de la concentración en el equilibrio del amoniaco, aportada por el
enunciado, es posible determinar el valor de x.
[ ] 046,02
092,0
10
92,023 ==⇒=⋅= x x NH
Eq
• Sustituyendo el valor de x en [ ]Eq de N2 y de H2, se tiene:
[ ] Lmol x N Eq
/354,0046,04,04,02 =−⇒−=
[ ] Lmol x H Eq /062,1046,032,132,12 =⋅−⇒−=
[ ][ ] [ ]
( )( ) ( )
99,1062,1354,0
92,03
2
3
22
2
3 =⋅
⇒⋅
= H N
NH kc
• n
T Rkckp ∆⋅⋅= )(
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Equilibrio Químico
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reacción)ladetríaestequiomelade(tomadosreactivodemoles- productodemoles=∆n
-24-2 ==∆n
42 1097,2)1000082,0(99,1 −− =⋅⋅= xkp
6. PRINCIPIO DE LE CHATELIER:
Experimentalmente se ha comprobado que todo sistema
en equilibrio presenta una misma respuesta al ser
perturbado por causas externas. En 1888, el químico
Francés Henri Louis Le Chatelier, generalizó esta
observación enunciando el siguiente principio: “Si un
sistema en equilibrio se somete a un cambio de
condiciones de concentración, temperatura y presión, se
desplaza hacia una nueva posición de equilibrio, de ser
posible, en la que exista una tendencia para restablecer
las condiciones originales”.
a) Factores que afectan el Equilibrio Químico.
Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio de un
proceso químico como lo son:
Cambios de concentración: si se aumenta la concentración de alguna de las
sustancias que componen el sistema, la reacción química se efectuará en el
sentido que se gaste la sustancia que tuvo el aumento de concentración. Por
otro lado, cuando se disminuye la concentración de una de las sustancias la
reacción se realizará en el sentido que se produzca esta sustancia.
Para una reacción general:
Donde:[ ] [ ][ ] [ ]ba
d c
B A
DC kc
⋅
⋅= y
[ ] [ ][ ] [ ]ba
d c
B A
DC Q
⋅
⋅=
aA(g)+ bB(g) ↔ cC(g) + dD (g)
Fi ura 11
Louis Le Chatelier
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 18
Si se adiciona A ó B, sus concentraciones serán mayores a las
concentraciones iniciales, la reacción se dirigirá hacia a la derecha para
formar C ó D y estabilizar el equilibrio.
Si se adiciona C ó D sus concentraciones serán mayores a las
concentraciones iniciales, la reacción se dirigirá hacia la izquierda para
formar más A ó B y estabilizar el equilibrio.
Si se extrae A ó B, sus concentraciones descenderán con respecto a
las iniciales y el equilibrio se desplaza hacía la izquierda para reponer la
cantidad de A ó B extraída.
Si se extrae C ó D, sus concentraciones descenderán con respecto a
las iniciales y el equilibrio se desplaza hacía la derecha para reponer la
cantidad de C ó D extraída.
Para una mejor comprensión de las variaciones, a continuación se presenta
la figura 11
Figura 12. Fuente:
elaboración propia
La reacción sedesplaza a la
formación de A ó Bpara volver al
equilibrio
A ó B C ó D
Equilibrio
Si se extrae A ó BSi se Aumenta C ó D
A ó B
C ó D
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 19
Cambios de temperatura: Para entender los efectos de la variación de la
temperatura sobre un sistema que está en equilibrio es necesario conocer si
la reacción produce calor (exotérmica) ó absorbe calor (endotérmica),
debido a que los efectos de la variación en la temperatura es contrarrestado
de modo distinto según el tipo de reacción.
Para una reacción general, que produce calor (exotérmica), donde el
calor está representado del lado de los productos en la reacción:
Cuando se aumenta la temperatura a presión constante por adición
de calor al sistema, esto favorece la reacción inversa (a la izquierda),
eliminando algo del calor sobrante. Por otro lado, si se disminuye la
temperatura favorece la reacción directa (a la derecha) en la medida
que el sistema repone parte del calor que se eliminó.
Para una reacción general, que absorbe calor (endotérmica), donde
el calor está representado del lado de los reactivos en la reacción:
Cuando se aumenta la temperatura a presión constante por adición
de calor al sistema, esto favorece la reacción directa (a la derecha),
eliminando algo del calor sobrante. Por otro lado, si se disminuye la
aA(g)+ bB(g) ↔ cC(g) + dD (g) + calor ∆H < 0
aA(g)
+ bB(g)
+ calor ↔ cC(g)
+ dD(g)
∆H > 0
Desplazamiento del equilibrio si disminuye la temperatura
Desplazamiento del equilibrio si aumenta la temperatura
Desplazamiento del equilibrio si aumenta la temperatura
Desplazamiento del equilibrio si disminuye la temperatura
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 20
temperatura favorece la reacción inversa (a la izquierda) en la medida
que el sistema repone parte del calor que se eliminó.
Cambios de Presión: La variación de presión en un equilibrio químico influye
solamente cuando en el mismo intervienen gases. Así a temperaturaconstante la presión que soporta un gas es inversamente proporcional al
volumen que ocupa, según la ecuación de los gases ideales.
T RV
n P .⋅=
Considerando la relación directa entre la presión (P) y los moles (n) en la ley
de los gases ideales, se dice:
Si la presión aumenta, para reestablecer las condiciones iniciales el
sistema tiende a reducirla, esto se logra desplazándose hacia donde
existan un menor número de moles totales.
Por otro lado si la presión disminuye, para reestablecer las
condiciones iniciales el sistema tiende a aumentarla, desplazándose hacia
donde existan un mayor número de moles totales.
Cambios de Volumen: A temperatura constante un aumento del volumen
(disminución de la presión), origina que el sistema se desplace hacia
donde haya mayor número de moles, según la ecuación de los gases
ideales T RV
n P .⋅= , Por otro lado una disminución del volumen (aumento de
la presión), origina que la reacción se desplace hacia donde haya menor
numero de moles.
2A(g)+ B(g) ↔ 4C(g)
Desplazamiento del equilibrio si disminuye la presión
Desplazamiento del equilibrio si aumenta la presión
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Coordinación de Química II-Sabino 21
Catalizadores: añadir un catalizador a un sistema modifica la velocidad de
la reacción, pero esto no puede desplazar el equilibrio a favor ni de reactivos
ni de productos. Debido a que un catalizador afecta la energía de activación
tanto directa como inversa por igual. Estableciendo el equilibrio más
rápidamente en presencia de un catalizador.
Adición de un gas inerte: Contrario a los cambios de presión ya discutidos
los cuales son originados por cambios de volumen, cuando la presión total
de las sustancias gaseosas aumenta por bombeo de un gas inerte como el
He, la presión parcial de cada gas en reacción permanece constante y el
sistema permanece en equilibrio.
Ejemplo Didáctico: Una reacción muy indicada para mostrar el principio de Le
Chatelier es el equilibrio que se establece entre el complejo hidratado de cobalto(II), que se forma cuando una sal de cobalto (II) se disuelve en agua, y el
complejo tetracloruro de cobalto (II).En el primero tiene una coloración rosada,
mientras que en el segundo el cobalto presenta un color azul fuerte
característico ó (azul cobalto)
Si se agrega cloruro de sodio (NaCl), la concentración del ión cloruro (reactivo)
aumenta y la reacción se desplaza a la derecha tomando una coloración violeta.
2A(g)+ B(g) ↔ 4C(g)
Desplazamiento del equilibrio si aumento de volumen
Desplazamiento del equilibrio si disminuye el volumen
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Equilibrio Químico
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Si la solución violeta anterior se coloca a calentar y considerando que la reacción
es endotérmica ∆H>0 (temperatura del lado de los reactivos), la reacción se
desplaza a la derecha (Productos) tomando coloración azul.
Si a una parta de la solución azul anterior, se le adiciona agua (H2O) (lado de los
productos) aumentando su concentración, para establecer el equilibrio sedesplazará al lado izquierdo (Reactivos) tomando una coloración rosa.
Si a la otra parte de la solución azul producto del calentamiento se le coloca en un
baño de hielo (Disminuye la temperatura), por ser una reacción endotérmica
(temperatura del lado de los reactivos), la reacción se desplaza a la izquierdo
tornándose rosa.
7. APLICACIONES.
Muchas son las aplicaciones a nivel industrial y en la vida cotidiana del equilibrio
químico, entre ellas podemos mencionar, la reacción reversible del proceso Bosch-
Haber para la formación de amoniaco a partir de sus elementos donde casi el 80% de
éste se usa para la fabricación de fertilizantes, el equilibrio químico de las bebidascarbonatadas (gaseosas) que consumimos en nuestros hogares y el equilibrio químico
del cuerpo a través del sistema endocrino.
Para mayor información sobre cada una de las aplicaciones mencionadas,
haga click en las imágenes correspondientes.
Bosch-Haber Equilibrio y el cuerpo
Equilibrio Y lasgaseosas
Para observar cada uno de los desplazamientos explicados, haga click en
la siguiente dirección: http://www.youtube.com/watch?v=nOX2Xj1e7cc
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Equilibrio Químico
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8. RESUMEN.
El equilibrio químico aplica para sistemas dinámicos.
El valor de la constante de equilibrio depende de cómo se balancee la ecuación
química y la constante de equilibrio de la reacción inversa es el reciproco de la
constante de equilibrio de la reacción directa.
La constante de equilibrio es la relación de la constante de velocidad de la reacción
directa, a la constante de velocidad de la reacción inversa.
El cociente de reacción Q tiene la misma forma de la expresión de la constante de
equilibrio, pero se aplica a una reacción que no está en el equilibrio.
La constante de equilibrio se puede expresar también en términos de las presiones
parciales (atm) de los gases en el equilibrio y se conoce como Kp. Es posible la determinación de la constante Kc y se conoce el valor de la constante
Kp y viceversa.
El principio de Le Chatelier establece que si se aplica un esfuerzo externo a un
sistema en equilibrio químico, el sistema se ajustará a fin de contrarrestar el
esfuerzo.
El valor de la constante de equilibrio para una reacción determinada sólo cambia al
variar la temperatura.
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9. AUTOEVALUACIÓN.
A continuación se presentan una serie de preguntas, respóndalas según los
conocimientos adquiridos a través de la lectura de la guía.
Parte I: Desarrollo.
1) ¿Qué es equilibrio?2) ¿Cuándo se considera que una reacción ha alcanzado el equilibrio químico?
3) ¿Cómo se puede predecir el sentido en que se desplaza una reacción?
4) ¿En qué consiste el principio de Le Chatelier?
Parte II: Verdadero y falso. Lea detenidamente cada uno de los enunciados
presentados y diga si es verdadero o falso. Si resultara ser falso, corríjalo.
1) Para una reacción en fase gaseosa donde no hay cambio en el número de moles de
gas al pasar de los reactivos a los productos ¿al incrementar la presión total no se
altera el equilibrio?
2) El valor de la constante de equilibrio para una reacción se afecta por los cambios en
la temperatura y la adición de un catalizador.
3) La posición del equilibrio para una reacción exotérmica se desplaza a la izquierda
por un aumento de la temperatura.
Parte III: Selección simple: Seleccione con un círculo la opción correcta.
1) Para la Siguiente reacción en equilibrio:
2HBr (g) Br 2(g) + H2(g) ¿Cómo es la relación entre Kc y Kp?.
a) kpkc = b) kpkc ≠
2) Si se adiciona un catalizador al sistema en equilibrio:
½ Cl2(g) + 1/2Br 2(g) BrCl(g)
¿Cuál es el sentido de la reacción para reestablecer las condiciones originales?
c) De derecha a izquierda←
d) De izquierda a derecha→
e) Se mantiene en equilibrio↔
2) En la ley de los gases ideales ¿cómo es la relación entre el volumen y la presión
ejercida sobre un gas?
a) Directamente proporcional b) Inversamente proporcional.
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10. EJERCICIOS PROPUESTOS.
1) Escribir la expresión de la constante de equilibrio para cada una de las siguientes
reacciones:
a) CO2(g) + Zn(s) ↔ ZnO(s) + CO(g)
b) MgSO4(s) ↔ MgO(s) + SO3(g) c) CS2(g) + 3Cl2(g) ↔ CCl4(g) + S2Cl2(g)
d) 2KClO3(s) ↔ 2KCl(s) + 2O2(g)
2) Se introdujeron 4 moles de NH3 en un recipiente de 8,0 litros a una cierta
temperatura. Cuando la reacción: 2NH3 ↔ N2(g) + 3H2(g) ,alcanzó el equilibrio,
había 2,4 moles de H2 en el recipiente. Calcule Kc.
3) La constante de equilibrio a 25ºC para la siguiente reacción:
AlCl3(g) + 2Al(s) ↔ 3AlCl(g)
es Kc=1.3x10-2. Si la concentración inicial de AlCl3=0.20 mol/L y AlCl=0.10mol/L.
En que dirección se desplazará la reacción para alcanzar el estado de equilibrio.
Explique.
4) Calcule las concentraciones de equilibrio para N2 , O2 y NO, cuando las
concentraciones iniciales sean [N2]=2.0 y [O2]=0.050 Kc=1.6x10-6 para la
reacción N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g)
5) Una muestra de bromuro de nitrosilo NOBr, se descompone de acuerdo a la
reacción siguiente:
Una mezcla en el equilibrio en un recipiente de 5 litros a 100 ºC, contiene 3,22 g
de NOBr, 3,08 g de NO y 4,19 g de Br 2.
a) Calcule Kc.
b) Calcule Kp.
c) ¿Cuál es la presión total ejercida por la mezcla.
6) La reacción A(g)+ B(g) ↔ C(g) es exotérmica. Se establece el equilibrio. Cómo
cambiaría la concentración de C(g) en equilibrio con:
2NOBr (g) ↔ 2NO (g) + Br 2 (g)
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 26
a) Aumento de Temperatura.
b) Aumento de Presión.
c) Adición de A(g).
Cómo cambiaría el valor numérico de la constante de equilibrio K con:
a) Aumento de Temperatura.b) Adición de un catalizador.
c) Adición de A(g)
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Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 27
11. BIBLIOGRAFÍA.
Brown, T. (1993). Química. La ciencia central. (5ta ed.). México: McGraw-Hill.
Chang, R (1997). Química. (4
ta
ed.). México: McGraw-Hill.
Seese W., Daud W (1989). Química. (5ta ed.). México: Prentice-Hall.
UNEFM (2007). Guía de Equilibrio Iónico. (Guía explicativa disponible en la
Coordinación de Química II-Complejo Académico El Sabino, UNEFM, Falcón,
Venezuela).
Bibliografía Electrónica.
Enciclopedia Electrónica ENCARTA. Recuperado de:
http://es.encarta.msn.com/sidebar_961539330/La_s%C3%ADntesis_del_amo
n%C3%ADaco_y_los_gases_asfixiantes.html
Enciclopedia Escolar ICARITO. Recuperado de:
http://www.icarito.cl/icarito/enciclopedia/canal/canal/0,0,38035857_152308945,00.html
Sociedad Andaluza de Educación Matemática THALES. Recuperado de:
http://thales.cica.es/cadiz2/ecoweb/ed0765/bebida.html
Enciclopedia On line WIKIPEDIA. Recuperado de:
http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico
Bibliografía de figuras.
Figura1.Recuperado de:
http://www.youtube.com/watch?v=nOX2Xj1e7cc
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http://slidepdf.com/reader/full/unidad-iv-equilibrio-quimico 30/32
Equilibrio Químico
Coordinación de Química II-Sabino 28
Figura 2. Recuperado de:
http://www.juegosdejardin.com/columpios.html
Figura 4. Recuperado de:
http://www.educa.madrid.org/web/ies.garciamorato.madrid/Fis_Qui/temas_q2.htm
Figura 5. Recuperado de:
http://www.slideshare.net/profeblog/t5-equilibrio-qumico-29517/
Figura 7. Recuperado de:
http://www.brenntag-together.com/es/pages/issues/200601/akt.html
Figura 8. Recuperado de:
http://centros3.pntic.mec.es/cp.la.canal/agua/AGUA6.HTM
Figura 11. Recuperado de:
http://eloterodelalechuza.blogspot.com/2005/06/el-principio-de-le-
chatelier.html
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12. ANEXO.
A continuación se presentan las respuestas de la autoevaluación las cuales tiene una
validez de 2 puntos cada una, para que usted pueda identificar el tipo de conocimiento
adquirido sobre el tema:
IMPORTANTE: Según los resultados obtenidos en la autoevaluación podría
decirse que su conocimiento sobre el tema ha sido:
Puntuación Conocimiento
0-5 Deficiente
6-10 Regular
11-15 Bueno
16-19 Muy bueno.
20 Excelente
Parte I: Desarrollo.
1) Estado dinámico, en el que no ocurren cambios a medida que transcurre el
tiempo.
2) Al llegar al tiempo del equilibrio en el cual las concentraciones se hacenconstantes de modo que las velocidades se igualan.
3) Una vez conocido el valor del cociente de reacción se compara con el valor de la
constante de equilibrio a fin de predecir el sentido en que progresará una mezcla
reaccionante para alcanzar el equilibrio.
4) Si un sistema está en equilibrio y se altera, el sentido de la reacción se va a
desplazar de tal manera de compensar el efecto que lo está alterando y
restablecer de nuevo el equilibrio.
Parte II: Verdadero y falso: Indicar si cada una de las siguientes afirmaciones es
verdadera o falsa. Si resultara ser falsa, corríjala.
1) Verdadero.
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Equilibrio Químico
2) Falso, la constante de equilibrio sólo se ve afectada por la temperatura, la
adición de un catalizador aumenta la velocidad de reacción pero no modifica su
constante de equilibrio.
3) Verdadero.
Parte III: Selección simple: Seleccione con un círculo la opción correcta.
1) kpkc = .
2) Se mantiene en equilibrio↔.
3) Inversamente proporcional.
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