TEMA 6

EQUILIBRIO

QUÍMICO

1. Equilibrio químico homogéneo y heterogéneo

2. Concentraciones en equilibrio

3. Constante de equilibrio Kc

4. Constantes de equilibrio Kp y Kc

5. Cociente de reacción

6. Equilibrios heterogéneos

7. Constante del producto de solubilidad

8. Factores que influyen en el equilibrio: Principio de Le Châtelier

8.1 Efecto de la concentración8.2. Efecto de la temperatura 8.3 Efecto de la presión8.4 Efecto de los catalizadores

9. Resumen

ÍNDICE

Las reacciones químicas tienden al equilibrio

Las reacciones químicas alcanzan un estado de equilibrio en el que quedan

concentraciones no nulas de reactivos y productos.

Si la concentración que queda de un reactivo es tan pequeña que prácticamente

es imposible medir, entonces se dice que el reactivo se ha consumido.

Equilibrios homogéneos:

Reacciones en que todos los productos y reactivos están en la misma fase:

Ejemplos:

en fase gas (g): N2O4 (g) 2 NO2 (g) ; N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

en disolución acuosa (ac):

CH3COOH(ac) + H2O CH3COO-(ac) + H2O

+

Equilibrios heterogéneos:

Si algunos reactivos o productos están en fases diferentes

Ejemplo: CO3Ca(s) CO2(g) + CaO(s)

1. Equilibrio químico

N2O4 (g) 2NO2 (g)

|NO2| inicial 0

|N2O4| inicial 0

Equilibrio

Equilibrio

Equilibrio

CONCENTRACIÓN

TIEMPO TIEMPO TIEMPO

Ejemplo:

Las concentraciones de equilibrio dependen de las concentraciones iniciales

|NO2| inicial 0

|N2O4| inicial 0

|NO2| inicial 0

|N2O4| inicial 0

2. Concentraciones de equilibrio

Para la reacción:

a A + b B + . . . c C + d D + . . . A una temperatura, T, la constante de equilibrio:

i= concentración (mol/L) en el equilibrio

Equilibrio:• no se observan cambios de propiedades con el tiempo

• las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales

• las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes

...BA

...DC K

ba

dc

c

3. Constante de equilibrio, Kc

Si Kc es alta (Kc >10), en el equilibrio la reacción está desplazada hacia la derecha (), formación de productos

Si Kc es baja (Kc< 1), en el equilibrio la reacción está desplazada hacia la izquierda (), formación de reactivos

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Kc

2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) Kc´= Kc-1

1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3(g) Kc´´= Kc1/2

Siempre hay que especificar la reacción para escribir Kc

Ejemplo:

a A(g) + b B(g) + … c C(g) + d D(g) + …

Kp = Kc(RT) n

...BA

...DCK

ba

dc

c c d

C Dp a b

A B

P P ...K

P P ...

Reacciones en estado gaseoso:

i= ni / V = Pi / RT Kc = Kp (RT) -n

i= concentración de i en (mol/L) Pi = presión parcial de i en atm

Relación entre Kc y Kp:

Aplicando ley de gases ideales a reactivos y productos:

n = moles de productos - moles de reactivos = (c + d) – (a + b)

4. Constantes de equilibrio: Kc y Kp

Ejemplos:

n =0 Kc = Kp

F2(g) + H2(g) 2 HF(g)

n = -1 Kc = Kp RT

Cl2(g) + 2 NO(g) 2 NOCl (g)

n = -2 Kc = Kp (RT)2

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Kc y Kp son constantes termodinámicas de equilibrio y sólo son función

de la temperatura

Las constantes de equilibrio no llevan unidades pues las concentraciones

en Kc y las presiones en Kp están referidas a un estado estandar 1M y 1

atm respectivamente.

Antes de alcanzar las concentraciones de equilibrio se puede calcular el cociente de reacción, Q:

En el equilibrio: Q = Kc

a A + b B + … c C + d D + …

Q = Cc Dd …

Aa Bb …

Si Q >> Kc

Si Q << Kc

Reacciona hacia la izquierda formando reactivos

hasta que Q= Kc

Reacciona hacia la derecha formando productos

hasta que Q = Kc

5. Cociente de reacción, Q

Equilibrio heterogéneo: si algunos de los reactivos o

productos están en fases diferentes

Fases puras: no intervienen en la constante de equilibrio

como los sólidos

Ejemplos:

P= presión

NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g)

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

Kc = H2SNH3 = Kp (RT)2

Kc = CO2= PCO2 / RT = Kp

6. Equilibrios heterogéneos

PCO2

= Kp

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

PCO2

no depende de la cantidad de CaCO3 ni de CaO

P P

Ejemplo:

Equilibrio heterogéneo: sólido iónico en equilibrio con su

disolución disolución saturada

Ks constante del producto de solubilidad = f(temperatura)

Ejemplos:

AgCO3 (s) 2 Ag+ (ac) + CO3= (ac)

AgCl (s) Ag+(ac) + Cl- (ac)

Ks = Ag+Cl-

AnBm (s) n Am+(ac) + m Bn- (ac)

Ks = Am+n Bn-

m

Ks = Ag+2 CO3

=

7. Constante del producto de solubilidad

Principio de Le Châtelier

Si a un sistema en equilibrio se le aplica un cambio externo, el sistema reacciona en contra del cambio hasta alcanzar una nueva situación de equilibrio

Factores que influyen en el equilibrio:

1.Concentración reactivos y productos

• Si se aumenta la concentración de los reactivos el

equilibrio se desplaza hacia la derecha hasta

alcanzar la nueva situación de equilibrio

• Si se aumenta la concentración de los productos el equilibrio se desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar la nueva situación de equilibrio

8. Factores que influyen en el equilibrio

2. Presión

a) Aumento de presión por disminución de volumen

Si n < 0 el equilibrio se desplaza hacia la derecha

Si n > 0 el equilibrio se desplaza hacia la izquierda

Si n = 0 no influye

b) Por adición de un gas inerte:

Kc , Kp no varían, sólo dependen de la temperatura

3. Temperatura

Kc= f(T) Kp = f(T)

Si la reacción es endotérmica: aumento de T aumenta Kc

Si la reacción es exotérmica: aumento de T disminuye Kc

4. CatalizadoresNo modifican el equilibrio, aceleran las reacciones directa e inversa

• Kc concentraciones en mol/L

• Kp presiones en atm

• Las fases puras (sólidos o líquidos) no aparecen en la

expresión de la constante de equilibrio.

• La constante de equilibrio (Kc, Kp) es adimensional

• La reacción debe estar ajustada para escribir la expresión de

la constante de equilibrio y se debe especificar la temperatura.

9. Resumen

• Factores que influyen en el equilibrio

Cambio Desplazamiento

del equilibrio

Concentración si no

Presión no

Volumen no

Temperatura si

Catalizador no no

Modificación de la constante de equilibrio

si

si

si