CHEM 204
Prof. Sandra González
DEFINICIÓN
 Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se
produce en ambos sentidos (los reactivos forman
productos, y a su vez, éstos forman de nuevo
reactivos).
 Cuando las concentraciones de cada una de las
sustancias que intervienen (reactivos o productos) se
estabiliza se llega al
EQUILIBRIO QUÍMICO.
EQUILIBRIO GASEOSO:
H2 + I2 ↔ 2 HI
CAMBIO EN LAS CONCENTRACIONES A
MEDIDA QUE TRANSCURRE LA REACCIÓN
Concentraciones (mol/l)
Equilibrio químico
[HI]
[I2]
[H2]
Tiempo (s)
CONSTANTE DE EQUILIBRIO, Kc
 En una reacción cualquiera:
aA+bBcC+dD
la constante Kc tomará el valor:
[C ]  [ D ]
c
Kc 




d
[ A ]  [B ]
a
b
En las que las concentraciones son las de equilibrio.
Kc cambia con la temperatura
Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución.
Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración
constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.
PARA EL EQUILIBRIO GASEOSO:
H2 + I2 ↔ 2 HI
Kc 
[H I ]
2
[H 2 ]  [ I 2 ]
PRUEBA EXPERIMENTAL DE LA CONSTANTE DE
EQUILIBRIO
Concentr. iniciales (mol/l)
Concentr. equilibrio
(mol/l)
[SO2]
[O2]
[SO3]
[SO2]
[O2]
[SO3]
Kc
Exp 1
0,20
0,20
—
0,030
0,155
0,170
279,2
Exp 2
0,15
0,40
—
0,014
0,332
0,135
280,7
Exp 3
—
—
0,20
0,053
0,026
0,143
280,0
Exp 4
—
—
0,70
0,132
0,066
0,568
280,5
Exp 5
0,15
0,40
0,25
0,037
0,343
0,363
280,6
Reacción: 2 SO2 + O2 ↔ 2 SO3
KC 
[S O 3 ]
2
[ S O 2 ]  [O 2 ]
2
PRÁCTICA: Escriba la expresión
para la constante de equilibrio, Kc
a) N2O4(g)  2 NO2(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)
SIGNIFICADO DE Kc
 Kc mayor de 103 : en equilibrio se favorecen los
productos
 Kc aproximadamente igual a 1: en equilibrio la
concentración de productos y reactantes son similares.
 Kc menor que 10-2 : en equilibrio se favorecen los
reactantes.
Constante de equilibrio (Kp)
En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo
medir presiones parciales que concentraciones:
aA+bBcC+dD
y se observa la constancia de Kp viene definida por:
KP 
p  p
d
D
p  p
d
D
c
C
a
A
KP puede depender de la temperatura siempre que haya un
cambio en el número de moles de gases.
RELACIÓN ENTRE KC Y KP
Para el equilibrio gaseoso: 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g)
Kp =
p(SO3)2
p(SO2)2 · p(O2)
K P  K C  (R T )
n
en donde:
n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)
Cociente de reacción (Q)
En una reacción cualquiera:
aA+bBcC+dD
se llama cociente de reacción a:
[C ]  [ D ]
c
Q 
d
[ A ]  [B ]
a
b
Tiene la misma fórmula que la Kc pero a diferencia que las
concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.
Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es
decir, aumentarán las concentraciones de los productos
y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale
con Kc.
Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es
decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y
disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale
con Kc
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 que contrarreste o
minimice el efecto causado por la perturbación.
Cambio en la concentración de alguno de
los reactivos o productos
 Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún
reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo
equilibrio.
 Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del
equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.
 La constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la
concentración de algún reactivo, para mantener el mismo valor de KC el
sistema se desplazará hacia los productos. Esto aminora el disturbio
causado.
 Si se aumenta la concentración de algún producto, el sistema se
desplazará hacia los reactantes.
Cambio en la presión (o volumen)
 En cualquier equilibrio gaseoso en el que haya un cambio
en el número de moles entre reactivos y productos como
por ejemplo :
A  B+ C
 Al aumentar la presión (o disminuir el volumen) aumenta
la concentración y el equilibrio se desplazará hacia donde
haya menos moles.
 Si la presión disminuye, el efecto es el contrario.
Cambio en la temperatura
 Se observa que, al aumentar T el sistema se desplaza hacia
donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las
reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las
endotérmicas.
 Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se
desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en
las endotérmicas).
ADICIÓN DE UN AGENTE CATALÍTICO O
UN GAS INERTE
 Añadir un agente catalítico a un sistema en equilibrio,
acelera ambas reacciones por los que el equilibrio no se
afecta.
 En un sistema gaseoso, añadir un gas inerte (que no
toma parte en la reacción) no afecta el equilibrio.
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