EQUILIBRIO QUÍMICO

¿Qué és un equilibrio químico?
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 QUÍMICO:
Variación de la concentración con el tiempo.
Concentraciones (mol/l)
(H2 + I2
↔ 2 HI)
Equilibrio químico
[HI]
[I2]
[H2]
Tiempo (s)
EQUILIBRIO QUÍMICO:
Q y Kc
En una reacción cualquiera:
aA+bB↔cC+dD

COCIENTE DE REACCIÓN (Q)
Las concentraciones no tiene porque ser las de equilibrio

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Kc)
Las concentraciones son las de equilibrio
[C ]c  [D]d
Q
[ A]a  [B]b
[C ]c  [D]d
Kc  a
[ A]  [B]b
EQUILIBRIO QUÍMICO:
Q y Kc
aA+bB↔cC+dD



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.
EQUILIBRIO QUÍMICO:
Modificaciones del equilibrio
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una
perturbación:

Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o
productos.


Cambio en la presión (o volumen).
¡CUIDADO!: El cambio de presión apenas afecta a sustancias
líquidas (incluyendo disoluciones) o sólidas, por lo que si en una
reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán
al equilibrio.
Cambio en la temperatura.
El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.
EQUILIBRIO QUÍMICO:
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 o minimizar el
efecto causado por la perturbación”.
EQUILIBRIO QUÍMICO:
Principio de Le Chatelier


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















[reactivos] > 0

[reactivos] < 0

[productos] > 0

[productos] < 0

T > 0 (exotérmicas)

T > 0 (endotérmicas)

T < 0 (exotérmicas)

T < 0 (endotérmicas)

p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases
p < 0 Hacia donde más nº moles de gases
PRACTICA:
EQUILIBRIO Co(H2O)62+y CoCl42-
endotérmica


A temperatura ambiente el equilibrio se encuentra
desplazado hacia la izquierda y la disolución presenta un
color rosado intenso.
El equilibrio entre estas dos especies puede perturbarse
añadiendo iones Cl- y cambiando la temperatura.
PRACTICA:
EQUILIBRIO Co(H2O)62+y CoCl42(efecto del cambio de temperatura)

Nivel y contenidos que se trabajan
2º Bachillerato concepto de equilibrio químico y principio de Le
chatelier cualitativamente.
3º, 4º ESO y 1º Bachillerato concepto de reacción reversible

Material necesario
-

3 erlenmeyers de 250 mL
Manta calefactora o mechero bunsen.
Baño de hielo
varillas agitadoras y espátulas
Reactivos:
- Cloruro de cobalto (II) hexahidratado.
- Cloruro sódico.
PRACTICA:
EQUILIBRIO Co(H2O)62+y CoCl42(efecto del cambio de temperatura)

PROCEDIMIENTO
1. Preparar un baño de hielo.
2. Disolver 10 g de cloruro de cobalto(II)
hexahidratado en un 100 mL de agua.
3. Se añade NaCl hasta saturar la disolución.
4. Se calienta la disolución.
5. Se coloca el erlenmeyer en un baño de
hielo
PRACTICA:
EQUILIBRIO Co(H2O)62+y CoCl42(efecto del cambio de temperatura)
CUESTIONES
1. Escribe la reacción de equilibrio estudiada y
explica todos los cambios de coloración de
la disolución problema durante la práctica.
2. ¿Por qué al añadir NaCl a la disolución inicial
no cambia de color a pesar del exceso de
cloruros en disolución?

Video Co(H2O)62+y CoCl42-
EQUILIBRIO QUÍMICO:
Otras prácticas relacionadas


Efecto de la concentración en el equilibrio:
Equilibrio cromato-dicromato.
2 CrO42- (aq) + 2 H+ (aq)
amarillo
 Guión de la práctica
↔
Cr2O72- (aq) + H2O (l)
naranja