Equilibrio Químico

Sra. Anlinés Sánchez Otero

Introducción

▪ Cuando una reacción termina y hay una conversión casi completa de reactivos a productos los químicos afirman que la reacción se realiza por completo.

▪ La mayor parte de las reacciones químicas no llegan hasta el final sino que parecen detenerse.

▪ El motivo para que estos suceda es que son reacciones reversibles.

Reacciones Reversibles

Definición:

Una reacción reversible es aquella que puede ser directa o

indirecta.

Ejemplo:

𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 ← 2𝑁𝐻3

DIRECTA

INDIRECTA

Los químicos combinan estas dos ecuaciones en una sola que utiliza una flecha doble para indicar que ocurre en ambas direcciones.

𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 2𝑁𝐻3(𝑔)

Explicación:

▪ Cuando H y N se combinan se forma amoniaco por lo tanto la concentración de H y N disminuye.

▪ Esto ocasiona que la reacción se torne lenta (disminuye rapidez).

▪ Cuando ya hay presente amoniaco formado comienza la reacción inversa. Al principio lentamente, a medida que la concentración del amoniaco aumenta la rapidez aumenta.

▪ Va a llegar un punto en que ambas reacciones tienen la misma rapidez. En ese punto, el amoniaco se produce con la misma rapidez a la que se descompone.

▪ Entones las concentraciones de N, H y NH3 permanecen constantes.

▪ El sistema ha alcanzado un equilibrio.▪ Equilibrio porque los dos procesos están ocurriendo simultáneamente y a la misma

rapidez.

𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 2𝑁𝐻3(𝑔)

Equilibrio Químico

▪ Estado en el cual las reacciones directa e inversa se equilibran entre si porque ocurren a igual rapidez.

▪ En equilibrio químico las concentraciones de reactivos y productos son constantes.

▪ Esto no significa que las cantidades o concentraciones de reactivos y productos sean iguales.

▪ En 1864 los químicos Guldberg y Waage propusieron la Ley de Equilibrio Químico.

▪ Ley de Equilibrio Químico establece que a una temperatura dada, un sistema químico puede alcanzar un estado en el cual una razón particular de concentraciones de reactivos y productos tienen un valor constante.

Ecuación general de una reacción en equilibrio

Donde;

A y B son reactivos

C y D son productos

a, b, c y d son coeficientes

𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷

Constante de equilibrio

▪ Esta razón se llama la expresión de la constante de equilibrio.

▪ Los [ ] son las concentraciones molares de reactivos y productos en mol/L.

▪ Keq constante de equilibrio es el valor numérico de la razón de las concentraciones de producto a concentraciones de reactivos, elevando cada concentración a su coeficiente en a ecuación balanceada.

▪ Keq es constante a una temperatura específica.

▪ Keq > 1 más producto que reactivo en equilibrio

▪ Keq < 1 más reactivo que producto en equilibrio

Si la ley de equilibrio se aplica a esta reacción se obtiene la siguiente razón:

𝐾𝑒𝑞 =𝐶 𝑐 𝐷 𝑑

𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

Equilibrio Homogéneo

▪ Si todos los reactivos y productos se encuentran en el mismo estado se llama equilibrio homogéneo.

Ejemplo: Escribe la expresión de la constante de equilibrio de la reacción en la que se produce amoniaco gaseoso a partir de hidrógeno y nitrógeno.

𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 2𝑁𝐻3(𝑔)

𝐾𝑒𝑞 =𝑁𝐻3

2

𝑁2 𝐻23

Práctica

1- N2O4 (g) 2NO2 (g)

2- CO (g) + 3H2 (g) CH4 (g) + H2O (g)

3- 2H2S (g) 2H2 (g) + S2 (g)

Equilibrio heterogéneo

▪ Cuando el estado físico de los reactivos y productos de una reacción es diferente se obtiene equilibrio heterogéneo.

C2H5OH (l) C2H5OH (g) 𝐾 =𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑔)

𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑙)

• En estado líquido el etanol es una sustancia pura ( su concentración es constante a una temperatura dada)

• Esto se debe a que la concentración de una sustancia pura es su densidad en unidad de moles/ litros ( a cualquier temperatura la densidad no cambia)

• Por lo tanto el término del denominador es una constante y se puede combinar con K.

𝐾 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑙) = 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑔) = 𝐾𝑒𝑞

𝐾𝑒𝑞 = [𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑔)]

Continuación

▪ Los sólidos también son sustancias puras cuyas concentraciones no cambian.

𝐼2 𝑠 𝐼2 (𝑔)

𝐾𝑒𝑞 = [𝐼2 (𝑔)]

Ejemplo #1

Escribe la expresión de la constante de equilibrio para la descomposición del bicarbonato de sodio ( carbonato ácido de sodio)

2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 𝑠 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑠 + 𝐶𝑂2 𝑔 + 𝐻2𝑂(𝑔)

𝐾𝑒𝑞 =𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑠 𝐶𝑂2 𝑔 [𝐻2𝑂 (𝑔)]

[𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 𝑠 ]

𝐾𝑒𝑞 = 𝐶𝑂2 𝑔 [𝐻2𝑂 𝑔 ]

Práctica

1- CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

2- H2O (l) H2O (g)

3- C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g)

4- FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g)

Escribe la expresión de la constante de equilibrio para cada una de las siguientes reacciones.

Determina la constante de equilibrio

▪ En una reacción dada a una temperatura dada, Keq será igual sin tener en cuenta las concentraciones iniciales de reactivos y productos.

Ejemplo: Calcule el valor de Keq para la ecuación y los valores de concentración son: [NH3]=0.933 M, [N2]=0.533 mol/L y [H2]= 1.600 mol/L.

𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 2𝑁𝐻3(𝑔)

𝐾𝑒𝑞 =𝑁𝐻3

2

[𝑁2] 𝐻23

𝐾𝑒𝑞 =0.933 𝑚𝑜𝑙/𝐿 2

0.533𝑚𝑜𝑙𝐿

1.600𝑚𝑜𝑙𝐿

3 = 0.399

Práctica:

1- Determina Keq a 400 K en la descomposición de pentacloruro de fósforo, si [PCl5]=0.135 mol/L, [PCl3]=0.550 mol/L y [Cl2]=0.550 mol/L. La ecuación de la reacción es PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

2. Calcula Keq en el siguiente equilibrio cuando [SO3]=0.0160 mol/L, [SO2]=0.00560 mol/L, y [O2]=0.00210 mol/L

2SO3 (g) 2SO2 (g) + O2 (g)

El Principio de Le Chatelier

▪ Establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación.

Cambios en concentración

Cambios en el volumen/ presión

Cambios en temperatura

Efecto catalizador

Cambios en concentración

▪ Cuando se modifica la concentración de uno de los reactivos o productos la reacción pierde el equilibrio y se desplaza hacia el lado que reestablezca el equilibrio.

𝐶𝑂 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 𝐶𝐻4 𝑔 + 𝐻2𝑂 (𝑔)0.30 M 0.1 M 0.059 M 0.02 M[ ] iniciales

Si aumentamos la concentración de uno de los reactivos la reacción sale del equilibrio y comienza a producir más productos

𝐶𝑂 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 𝐶𝐻4 𝑔 + 𝐻2𝑂 (𝑔)

Con el tiempo la reacción queda en equilibrio cuando la [ ] de CO y H2 disminuye.

Continuación

Cambios en volumen / presión

▪ Las variaciones de presión solo afecta a los equilibrios en los que interviene algún gas y cuando hay variaciones en el volumen.

▪ En la reacción de formación de amoniaco hay cuatro moles en los reactivos y 2 moles en los productos; por lo tanto hay una disminución de volumen de izquierda a derecha.

▪ Si disminuimos el volumen el efecto inmediato es un aumento en la concentración de las especies gaseosas y por lo tanto de la presión del recipiente.

▪ El aumento se compensa si parte del N2 y H2 se combinan dando NH3, así se redueel núm. Total de moles gaseosos y la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecho.

▪ Si aumenta el volumen pasa lo contrari0.

𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 2𝑁𝐻3(𝑔)

Continuación

𝐻2 𝑔 + 𝐼2 𝑔 2𝐻𝐼 (𝑔)No funciona porque hay 2 moles en los reactivos y productos.

Cambios en temperatura

▪ Un cambio en temperatura altera el equilibrio y la k equilibrio.

▪ Casi todos las reacciones químicas son exotérmicas o endotérmicas.

Liberan calor Un aumento de la temperatura

produce un desplazamiento del

equilibrio hacia la formación de

reactivos, al disminuir Keq con la

temperatura. Parte de los productos se van a

transformar en reactivos hasta alcanzar equilibrio.

Absorben calor Un aumento de la temperatura produce un

desplazamiento del equilibrio hacia la formación de los productos ya que Keqaumenta con la temperatura.

Efecto Catalizador

▪ Catalizador acelera una reacción química.

▪ No afectan el equilibrio químico porque aceleran la reacción en ambas direcciones.

▪ El único efecto es hacer que el equilibrio se alcance más rápido.

Uso de la constante de equilibrio

Ejemplo #1 A 1,405 K, el sulfuro de hidrógeno, gas de huevo podrido, se descompone formando hidrógeno y una molécula diatómica de azufre, S2. La constante de equilibrio de la reacción es 2.27 x 10-3 2𝐻2𝑆 𝑔 2𝐻2 𝑔 + 𝑆2 (𝑔)¿Cuál es la concentración de hidrógeno gaseoso, si [S2]= 0.0540 mol/L y [H2S]= 0.184 mol/L?

Datos:[S2]= 0.0540 mol/L[H2S]=0.184 mol/L[H2]=?Keq= 2.27 x 10-3

𝐾𝑒𝑞 =𝐻2

2[𝑆2]

𝐻2𝑆2

𝐻22 =

𝐾𝑒𝑞[𝐻2𝑆]2

[𝑆2]

𝐻2 =𝐾𝑒𝑞[𝐻2𝑆]

2

[𝑆2]

𝐻2 =(2.27 × 10−3)(0.184

𝑚𝑜𝑙𝐿)2

(0.0540𝑚𝑜𝑙𝐿)

𝐻2 = 0.0377 𝑚𝑜𝑙/𝐿

Ejemplo #2

A cierta temperatura, Keq= 10.5 en el equilibrio CO (g) + 2H2 (g) ↔ CH3OH (g)Calcula a concentración de CO en una mezcla en equilibrio que contiene 0.933 mol/L de H2 y 1.32 mol/L de CH3OH.

Datos:[H2]= 0.933 mol/L[CH3OH]=1.32 mol/L[CO]=?Keq= 10.5

𝐾𝑒𝑞 =[𝐶𝐻3𝑂𝐻]

𝐶𝑂 [𝐻2]2

𝐶𝑂 =𝐶𝐻3𝑂𝐻]

[𝐻2]2 𝐾𝑒𝑞

𝐶𝑂 =(1.32 𝑚𝑜𝑙/𝐿)

0.933 𝑚𝑜𝑙/𝐿)2(10.5)

𝐶𝑂 = 0.14 𝑚𝑜𝑙/𝐿

Práctica

1- Keq es 1.60 a 933K en esta reacción H2(g) + CO2 (g) H2O (g)+ CO(g) Calcula la concentración de equilibrio del hidrógeno cuando [CO2]=0.320 mol/L, [H2O]=0.240 mol/L y [CO]=0.280 mol/L.

2- A 2,273 K, Keq es 6.2 x 10-4 en la reacción N2 (g) + O2 (g) 2NO (g). Si [N2]=0.05200 mol/L y [O2]=0.00120 mol/L, ¿cuál es la concentración de NO en equilibrio?