Prof.Víctor Caro Sánchez ¿Cuándo se llega al equilibrio químico? En una reacción reversible los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman reactivos. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos y productos) se estabiliza se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO. Sea el sistema: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) ; considere que inicialmente sólo hay H2 y I2. Desde que se inicia la reacción debe transcurrir un tiempo para llegar al equilibrio. El equilibrio es un estado en el que las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes en el tiempo. Nota: Los corchetes significan CONCENTRACIÓN MOLAR Concentraciones (mol/l) Equilibrio químico [HI] [I2] [H2] Tiempo (s) Esta ley establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante. . la cual es función sólo de la temperatura. Para la reacción siguiente aA bB La ecuación:K c dD eE d e D E a b A B es la expresión matemática de la ley de acción de masas propuesta por Guldberg y Waage.Cuando una reacción reversible alcanza el equilibrio se cumple la ley de acción de masas. una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K denominada constante de equilibrio. 2CO( g ) O2( g ) 2CO2( g ) Constante de equilibrio expresado en función de las concentraciones de las especies CO2 Kc 2 CO O2 2 CH 3COO ( ac) H ( ac) CH 3COOH( ac) CH COO H Kc 3 CH 3COOH .EQUILIBRIO HOMOGÉNEO Son reacciones en las cuales reactivos y productos se encuentran en la misma fase. Si la temperatura no cambia. .La constante de equilibrio es función exclusiva de la temperatura. entonces Kc tampoco lo hace. 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) Kc [CO2 ] [H2O] .Equilibrio heterogéneo Se distinguen varias fases. Por ejemplo. KC = [CO2] En la expresión de Kc no entran los sólidos y los líquidos puros. la reacción: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo. Ejercicio: Escriba las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos (algunos son heterogéneos y otros homogéneos): a) N2O4(g) 2NO2(g) b) 2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g) c)CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) d) 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) a) b) [NO2 ]2 Kc [N2O4 ] [NOCl ]2 Kc 2 [NO] [Cl 2 ] c) d) Kc [CO2 ] Kc [CO2 ] [H2O] . CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN FUNCIÓN DE LAS PRESIONES PARCIALES (Kp) En las reacciones donde participan gases la constante de equilibrio se puede expresar en función de las presiones parciales de dichos gases. R = 0.K T = Kelvin 3 Kp Kc. La presión se debe medir en atm. N 2( g ) 3H 2( g ) NH 3 Kc N 2 H 2 3 2 Kp PNH3 2 PN 2 .( RT ) ∆n = moles de productos gaseosos – n moles de reactantes gaseosos En el ejemplo anterior: ∆n = 2 – (1+3) = -2 .L/mol.PH 2 2 NH 3( g ) Kp: Constante de equilibrio en función de las presiones parciales.082 atm. P 3 H 2 nH 2 .T P nN 2 .R.V nN 2 .V nNH3 .T V 3 n V 2 4 Kp ( RT ) 3 n n V V NH 3 N2 H2 Kp Kc.RT nH 2 .L/mol.T PNH3 PH 2 2 nNH3 .( RT ) n R=0.R.RT V Kp nN 2 .R.K y T en Kelvin .R.R.R.T P 2 NH3 Kp PN 2 .RT V V 2 nNH3 .Relación entre Kc y Kp N 2( g ) 3H 2( g ) Kc 2 NH 3( g ) 2 NH 3 N 2 H 2 3 De la ecuación de los gases PNH3 .T V PN 2 .T N2 V PH 2 .V nH 2 .082atm. Más ejemplos C( s ) CO2( g ) 2 [CO] Kc [CO2 ] 2CO( g ) PCO Kp PCO2 2H 2 ( g ) O2( g ) 1 Kc [ H 2 ]2 [O2 ] Kp Kc.( RT ) 2 n Donde ∆n = 2 -1 = 1 2H 2O(l ) 1 Kp 2 PH 2 PO2 Kp Kc.( RT ) n Donde ∆n = 0 – (2+1) ∆n = -3 . Ejercicio: Hallar Kp de la siguiente reacción: 2 NaHCO3( s ) Na2CO3( s ) H 2O( g ) CO2( g ) Si se sabe que Kc=0.025 a 27ºC Solución: . 10 2 .025 a 27ºC Solución: Kp Kc.082 x300) 15.( RT ) n 0.Ejercicio: Hallar Kp de la siguiente reacción: 2 NaHCO3( s ) Na2CO3( s ) H 2O( g ) CO2( g ) Si se sabe que Kc=0.025(0. Las concentraciones en dicho estado de equilibrio son 0.Ejercicio : Un recipiente de reacción contiene NH3.91M respectivamente. Calcule Kc y Kp para la reacción: N 2( g ) 3H 2( g ) Solución: 2 NH 3( g ) .25M. N2 y H2 en equilibrio a 25ºC.11M y 1. 0. 91) 2 Kp Kc.25M.11)(1.25) 2 Kc 0.Ejercicio : Un recipiente de reacción contiene NH3.11M y 1. No tienen unidades . Calcule Kc y Kp para la reacción: N 2( g ) 3H 2( g ) 2 NH 3( g ) Solución: NH 3 (0.082 x298 )2 1.0815 3 3 N 2 H 2 (0. Las concentraciones en dicho estado de equilibrio son 0.36 x10 4 Kc y Kp son adimensionales. N2 y H2 en equilibrio a 25ºC.91M respectivamente. 0.0815(0.(RT )n 0. Hallar las concentraciones en el equilibrio y calcular Kc para la siguiente reacción.Prob: En un recipiente de 4 litros a 300ºC se colocó 2 moles de N2(g) y 6 moles de H2(g).4 moles de NH3(g). N 2 ( g ) 3H 2( g ) 2 NH 3( g ) . Transcurrido el tiempo y llegado el equilibrio se encuentra que se han formado 2. 5-x 1.2 0.5-3x 2x [Producido] [Equilibrio] 2.Solución: Concentraciones iniciales: 2 [ N 2 ] 0.5 4 .6 0.6) 6 1.5 1.5 0 [Gastado] x 3x 0 0 0 2x 0.4 ] 4 x 0.3 3 3 (N2 )(H2 ) (0.2)(0.6)2 Kc 8.5 4 [H 2 ] N 2 ( g ) 3H 2( g ) 2 NH 3( g ) [inicial] 0.3 2x [ 0.6 (NH 3 )2 (0. Calcular las concentraciones molares de H2.3 para la reacción H 2 ( g ) I 2( g ) 2 HI( g ) Solución: . I2 y HI en el equilibrio. conociendo que el valor de Kc es de 54.Prob. 2: Se coloca una mezcla de 2 moles de H2 y 2 moles de I2 en un recipiente de acero de 4 litros. Calcular las concentraciones molares de H2. I2 y HI en el equilibrio.107 RPTA 0 0.5 0 x x 0 0 2x 0.3 (0.5 x) x 0.5-x 0.5-x 2x 0.3 para la reacción Solución: H 2 ( g ) I 2( g ) 2HI( g ) H 2 ( g ) I 2( g ) 2HI( g ) [inicial] [Gastado] [Producido] [Equilibrio] 0.3 (0.393 .Prob: Se coloca una mezcla de 2 moles de H2 y 2 moles de I2 en un recipiente de acero de 4 litros.5 x) (2 x) 2 54.5 x) 2 (2 x) 54. conociendo que el valor de Kc es 54.107 0.5 0.786 (2 x) 2 Kc 54.5 x)(0.3 (0. Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que inicialmente se llena con N2O4 a 10 atmósferas y a 45ºC. .Ejercicio: La constante de equilibrio. Kc. de la reacción: N2O4(g) 2 NO2(g) vale 0.671 a 45ºC. 082x318 [Inicial] [Gastado] [Producido] [Equilibrio] NO22 Kc = ——— N2O4 N2O4 2 NO2 0.383 – x 2x (2x)2 = ———— = 0. Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que inicialmente se llena con N2O4 a 10 atmósferas y a 45ºC.Ejercicio: La constante de equilibrio. P 10 [N 2O 4 ]inic.383 – x .383 x 2x 0.671 a 45ºC.35 0. de la reacción: N2O4(g) 2 NO2(g) vale 0. 383 M R.183 y x2=-0.671 x1 = 0. Kc.T 0. 0. N2O4 [Equilibrio] 2 NO2 0.082 x318 0.76atm Observe otra forma de resolver en la siguiente diapositiva: .T [NO2 ]R.366x0.20 PTOTAL PN2O4 0.366 PNO2 [N 2 O 4 ].R.08 2x318 14.T 0.20x0.383 – x 2x 0. 76 y y2=-8.082x318)1 Pgastado y Kp = 17. Kc.Ejercicio: La constante de equilibrio.( RT ) Pinicial 10 atm Kp = 0. n N2O4 2 NO2 Kp Kc.76 atm .y) + 2y = 10 + y Ptotal = 10 + 4. de la reacción: N2O4(g) 2 NO2(g) vale 0.49 Pproducido 2y Pequilibrio 10 – y 2y (PNO2)2 (2y)2 Kp = ——— = ———— = 17 y1 = 4.76 = 14.671(0.98 P N 2 O4 10 – y Ptotal = PN2O4 + PNO2 = (10 . Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que inicialmente se llena con N2O4 a 10 atmósferas y a 45ºC.671 a 45ºC. . Cambiar la temperatura del sistema.Modificaciones del equilibrio Suponga que un sistema se encuentra en equilibrio y se perturba dicho equilibrio entonces el sistema “desequilibrado” inmediatamente reacciona hasta llegar a un nuevo equilibrio. Cambiar la presión del sistema (o volumen). manteniendo T constante. Algunas formas de perturbar el equilibrio son: Cambiar la concentración de alguno de los reactivos o productos. Principio de Le Chatelier “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar el efecto causado por la perturbación”. . Se forman reactivos y se gastan productos. • Hacía la izquierda (desplazamiento hacía la izquierda). es decir favoreciendo la reacción inversa. es decir favoreciendo la reacción directa.En esa búsqueda de un nuevo equilibrio hay dos posibilidades de reacción: • Hacía la derecha (desplazamiento hacía la derecha). Se forman productos y se gastan reactivos. . el equilibrio se desplaza de tal manera que logre disminuir la sustancia agregada.Cambio en la concentración de reactivos o productos. Si aumenta [reactivos]. . el equilibrio se desplaza hacía la derecha. Si aumenta [productos]. el equilibrio se desplaza hacía la izquierda. Si una vez establecido un equilibrio se aumenta la concentración de algún reactivo o producto. Al disminuir la presión total del sistema (por aumento del volumen) el sistema se desequilibra y entonces el equilibrio se desplaza hacía donde hay más moles gaseosas. .Cambio en la presión (o volumen) a temperatura constante Al aumentar la presión total del sistema (por disminución del volumen) el sistema se desequilibra y entonces el equilibrio se desplaza hacía donde hay menos moles gaseosas pues de esa manera logra contrarrestar la perturbación provocada. Cambio en la temperatura Al aumentar T el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor. hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. es decir. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas). . el equilibrio se desplaza hacia donde más moles gaseosas. . b) Al aumentar T. a la derecha. el sólido no interviene en la expresión de Kc. el equilibrio se desplaza hacía donde se consume calor.Ejercicio: ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? c) retirar H2(g) d) Aumentar C(s) H2O(g) + C(s) + calor CO(g) + H2(g) [CO][H2 ] Kc [ H 2O] a) Al disminuir P. a la derecha ya que en ese sentido es exotérmico. c) Hacía la derecha d) No hay desplazamiento. cte) . SO2 y O2 No cambia [O2]↑ Izquierda Reactantes No cambia [SO2]↓ Derecha Productos No cambia T↑ Derecha Productos Aumenta P↑ Hacia donde hay menos moles gaseosas (en este ejm a la izquierda) Reactantes No cambia (a T.Prob: Complete el cuadro para el siguiente sistema en equilibrio: 2SO3( g ) 2SO2( g ) O2( g ) Cambio ¿Hacia donde se desplaza el equilibrio? H 198kJ [ SO2 ]2 [O2 ] Kc [ SO3 ]2 Se favorece la formación de: Kc [SO3]↑ Hacia la derecha Productos. No cambia Disminuir el volumen equivale a aumentar la presión .04kcal Kc [ N 2 ][ H 2 ]3 Cambio Desplazamiento del equilibrio Se favorece la formación de: Kc [H2]↑ derecha Productos No cambia [N2]↓ Izquierda Reactantes No cambia T↓ Derecha Productos Aumenta P↓ Hacia donde hay Reactantes mas moles gaseosas (en este ejm hacia la izquierda) (a T.Prob: Complete el cuadro para el siguiente sistema en equilibrio: [ NH 3 ]2 N 2( g ) 3H 2( g ) 2 NH 3( g ) H 11. cte) V↓ (a T. cte).