Equilibrio Químico

Reacciones Químicas

• En general, los sistemas químicos se encuentra en constante cambio.

• Estos cambios pueden ser :

C3H8(g) + 5O2 (g) 3 CO2(g) + 4 H2O (g)

2N2O 5(g) 4NO 2(g) + O 2(g)

Irreversibles

Reversibles

Equilibrio Químico• En nuestro organismo con frecuencia las reacciones químicas son

reversibles• Reactivos originales forman producto, pero, reaccionan nuevamente

con ellos mismos para dar los reactivos originales

I H 22

I H 2

I H 2V1

V2

Hidrogeno

Iodo

Hidrogeno

Iodo

Ácido Yodhídrico

¿Qué es equilibrio químico?• Es un proceso dinámico (los reactivos se

transforman en productos a la misma velocidad que los productos se transforman en reactivos)

• En el equilibrio la concentración, presión y temperatura de todos los componentes del sistema adquieren valores constantes.

• El equilibrio químico se alcanza en sistemas cerrados y en procesos químicos reversibles

I H 2

Sistema cerrado: es aquel donde no hay intercambio de materia entre el sistema y el medio que le rodea

Equilibrio: Argumento Cinético

I H (g) 2(g) 2 HI 2 (g)

Variación de la concentración con el tiempo

V1

V2

Equilibrio: Argumento Cinético

I H (g) 2(g) 2 HI 2 (g)

La Velocidad de reacción directa

V1

V2

La Velocidad de reacción directa

¿En el equilibrio como son las velocidades ?

Constante de equilibrio

a A(g) + bB (g) c C (g) + d D (g) V1

V2

Para el siguiente sistema HOMOGENEO

Consolidemos

Kc = [C ]c [D ]d

[A ] a [B ]b

Su constante de equilibrio Kc es:

Donde Kc es denominada constante de equilibrio a una temperatura dada y [ ] concentración molar (moles/L) en el equilibrio

Como la concentración es directamente proporcional a la presión, la Kc se puede expresar en presiones parciales en el equilibrio:

Kp = Pcc Pd

d

Pcc Pd

d

Donde Kp : es denominada constante Kp de equilibrio a una temperatura dada, y Pc es presión parcial (atm) en el equilibrio

Constante de Equilibrio

• Las constantes de equilibrio son cantidades adimensionales

• A partir de la ecuación general de los gases PV = nRT se deduce la relación entre Kp y Kc :

Kp = Kc (RT)Δn

• En general Kp, Kc son diferentes entre si.• En el caso Δn = 0, se cumple Kp= Kc

Constante de equilibrio

Tipos de Equilibrio• Equilibrio homogéneoTodas las especies en la misma fase

Ejemplo: CO(g) + 3H2(g) ↔ CH4(g) + H2O(g)

Kp = P3

H2

PCH4 PH2O

PCO

• Equilibrio heterogéneo

Reactivos y productos en diferentes fases

Ejemplo: CO2(g) + H2O(l) ↔ H2CO3(ac) Kp = 1/PCO2 A pesar de no aparecer en la expresión, los sólidos y líquidos deben estar presentes

Una mezcla de 0.500 moles de H2 y 0.500 moles de I2 se coloca en un recipiente de acero inoxidable de 1.0 L a 430oC. La constante de equilibrio Kc para la reacción H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) es 54 a esta temperatura. Calcula las presiones de H2, I2 y HI en el equilibrio.

H 2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.500 -

-x +2x

0.500 - x 0.500-x

[HI]2

[H2] [I2]Kc = Kc =

(2x)2

(0.5-x)2= 54

resolver para x

0.500-x

+2x

Cálculo de la concentraciones de equilibrio

• Si para la reacción :

H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)

• Al inicio de un experimento se colocó en un recipiente de 2 litros 0,2 moles de H2; 0,4 moles de Iodo y 0,3 moles de HI , sabiendo que

Kc = 54 para la reacción • Determine la cantidad en moles de cada

sustancia que encuentra en el recipiente cuando alcancen el equilibrio.

Ahora tú

K Q

Q

KK

Q

Predicción del sentido del equilibrioPara predecir en que dirección procede la reacción , se comparan los valores de K y Q.

• Si K = Q el sistema esta en equilibrio.

• Si Q > K para alcanzar el equilibrio los productos deben transformarse en reactivos, el sistema procede de derecha a izquierda, se forman reactivos.

• Si Q < K para alcanzar el equilibrio los reactivos deben transformarse en productos, procede de izquierda a derecha.

Principio de Le ChatelierLa variación de uno o varios de los siguientes factores pueden alterar la condición de equilibrio• Temperatura• Presión• Volumen• Concentración de reactantes o productos

El principio de Le Chatelier establece que si un sistema en equilibrio se somete a un cambio de condiciones, se desplazará hacia una nueva posición, de modo que se cancela parcialmente el efecto del cambio.

Principio de Le chatelier

• Variación de la concentración

- Si aumenta la concentración de una sustancia en un sistema en equilibrio, el sistema se desplazará para utilizar la sustancia que se adicionó.

- La disminución de la concentración , ocasionará que el sistema se desplace para reemplazar parcialmente la sustancia

En: 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

Si agregamos O2 el sistema consume parte del exceso, hasta restablecer el equilibrio

• Variación de la presión y el volumen

Si el sistema en equilibrio es gaseoso:

- Al aumentar la presión, disminuye el volumen, el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles - Si la presión disminuye, el volumen aumenta, el sistema se desplaza hacia donde hay mayor numero de moles

Al aumentar la presión el sistema se desplaza hacia donde hay menos moles gaseosas

En: CO(g) + 3H2(g) ↔ CH4(g) + H2O(g)

Principio de Le chatelier

• Variación de la temperatura

- Si se incrementa la temperatura, se favorece el sentido endotérmico de la reacción

- Una disminución de la temperatura, favorece el sentido exotérmico de la reacción.

• Efecto del catalizador

Un catalizador incrementa la rapidez con que se alcanza el equilibrio, pero no modifica la composición de la mezcla, por lo tanto no afecta el valor de la constante de equilibrio

Principio de Le chatelier

La constante de equilibrio (Kc) para la reacción

es 1.1 x 10-2 a 12800C. Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M, calcula las concentraciones de estas especies en el equilibrio.

Br2 (g) 2Br (g)

Br2 (g) 2Br (g)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.063 0.012

-x +2x

0.063 - x 0.012 + 2x

[Br]2

[Br2]Kc = Kc =

(0.012 + 2x)2

0.063 - x= 1.1 x 10-3 resolver para x

Kc = (0.012 + 2x)2

0.063 - x= 1.1 x 10-3

4x2 + 0.024x + 0.000144 = 0.000693 – 0.011x

4x2 + 0.035x - 0.000446 = 0

ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac

2ax =

x = -0.00178x = -0.0105

Al equilibrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M ó 0.00844 M

Al equilibrio, [Br2] = 0.063 – x = 0.063 + 0.00178 = 0.0648 M