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 hastaformar HI según VD , por seruna reacción reversible el HIse transforma a H2 y I2 segúnVI.

Cuando VD = VI se dice que elsistema alcanza el equilibrio,por lo tanto las propiedadesmacroscópicas como latemperatura, concentración,densidad, presión, etc.permanecen constante.

VARIACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN CON EL TIEMPO

Equilibrio químico

Conce

ntr

aci

ones

(mol/

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 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

2

3

2

2 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 d

C D

P a d

A 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 d

C DP a d a a b b

A 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

( ) n

P 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 laque 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 físico

Ejemplo

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 físico

Ejemplo

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 sedesplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que sedisminuya dicha concentración de uno de los reactivos se compensara dicha faltahacia la formación de reactivos.

Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio sedesplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que sedisminuya la concentración de uno de los productos, el sistema reaccionadesplazándose 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 lasconcentraciones de N2 o H2 , la reacción de equilibrio se desplazará hacia laderecha (→) 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 reactivos

Ejemplo: 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