Unidad IV. Equilibrio Químico

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



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



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



Equilibrio Químico


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



Equilibrio Químico


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?



Equilibrio Químico


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.



Equilibrio Químico


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?



Equilibrio Químico


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.



Equilibrio Químico


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)

¿Cómo se plantea la ley de acción de masa para una reacción?



Equilibrio Químico


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)



Equilibrio Químico


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?



Equilibrio Químico


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



Equilibrio Químico


• 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?



Equilibrio Químico


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)



Equilibrio Químico


[ ] [ ][ ]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:


¿Existe otra forma de expresar la constante de equilibrio?



Equilibrio Químico


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?



Equilibrio Químico


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.




Equilibrio Químico


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 ∆⋅⋅= )(



Equilibrio Químico


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

⋅

⋅=


Fi ura 11

Louis Le Chatelier



Equilibrio Químico


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



Equilibrio Químico


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



Equilibrio Químico


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



Equilibrio Químico


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



Equilibrio Químico


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



Equilibrio Químico


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.



Equilibrio Químico


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.



Equilibrio Químico


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)



Equilibrio Químico


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)



Equilibrio Químico


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



Equilibrio Químico


Figura 2. Recuperado de:

http://www.juegosdejardin.com/columpios.html


http://www.educa.madrid.org/web/ies.garciamorato.madrid/Fis_Qui/temas_q2.htm


http://www.slideshare.net/profeblog/t5-equilibrio-qumico-29517/


http://www.brenntag-together.com/es/pages/issues/200601/akt.html


http://centros3.pntic.mec.es/cp.la.canal/agua/AGUA6.HTM


http://eloterodelalechuza.blogspot.com/2005/06/el-principio-de-le-

chatelier.html



Equilibrio Químico


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.



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.

Unidad IV. Equilibrio Químico

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