Describe las características de una reacción química en equilibrio

1. INSTITUCIÓN EDUCATIVA PIO XII
GRADO ONCE
QUIMICA: EQUILIBRIONQUÍMICO 11__
NOMBRE______________________ FECHA_______
Objetivos
• Reconocer los aspectos que evidencian el
equilibrio químico al igual que la interpretación de la
constante de equilibrio.
• Identificar los factores que afectan el equilibrio y
la forma como estos alteran el equilibrio.
Equilibrio Químico
Cuando se estudian los cambios en la materia, se
habla de los cambios físicos y químicos. Los
cambios químicos involucran una reacción
química (representada mediante una ecuación
química) entre diferentes sustancias llamadas
reactivos produciendo la formación de sustancias
nuevas llamadas productos.
Todos los procesos químicos evolucionan desde
los reactantes hasta la formación de productos a
una determinada velocidad hasta que la reacción
se completa. En ese momento, la velocidad de
formación de los productos es igual a la velocidad
de descomposición de éstos para formar
nuevamente los reactantes de los que proceden.
Desde ese mismo momento las concentraciones
de todas las especies reaccionantes (reactantes y
productos) permanecen constantes. Ese estado se
conoce con el nombre de equilibrio químico.
El equilibrio químico es un estado en el que no se
observan cambios visibles en el sistema. Sin
embargo, a nivel molecular existe una gran
actividad debido a que las moléculas de reactantes
siguen produciendo moléculas de productos, y
estas a su vez siguen formando moléculas de
reactivos (equilibrio dinámico) (fig.1).
Fuente: Equilibrio Químico. Editorial: McGrawHill Recuperado de http://www.mcgraw-
hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf
La ley de acción de masas se enuncia “la
velocidad de una reacción química es proporcional
al producto de las masas activas de las sustancias
reaccionantes”. La expresión masas activas hace
referencia a las concentraciones de las sustancias
que participan en la reacción, y es la base para la
formulación de la ecuación de velocidad.
Cuando se presenta un estado de equilibrio, la ley
de acción de masas relaciona las velocidades en
los sentidos de reactivos a productos o de
productos a reactivos (se habla de una reacción
reversible).
Ejemplo: H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Las expresiones de velocidad para cada dirección
son V1 = K1 [H2][I2] V2 = K2 [HI]2
En equilibrio las dos velocidades son iguales
V1 = V2
De donde obtenemos la igualdad
K1 [H2] [I2] = K2 [HI]2
Al relacionar las dos constantes de velocidad, se
obtiene una nueva constante: la constante de
equilibrio Ke = K1 = [HI]2
K2 [H2] [I2]
La constante de equilibrio Ke es característica de
cada reacción, bajo condiciones de temperatura y
presión específicas y constantes.
En forma general podemos afirmar que para una
reacción cualquiera:
aA(g) + bB(g) cC + dD
La constante de equilibrio está dada por la
ecuación Ke = [C]c
[D]d
[A]a
[B]b
Indica que el producto de las concentraciones de

2. los productos sobre el producto de las
concentraciones de los reactivos elevados a la
potencia indicada por los coeficientes
estequiométricos es igual a la constante de
equilibrio del sistema de reacción.
Si Ke es mayor que 1: La concentración de los
productos es mayor que la concentración de los
reactivos, indica que se favoreció la formación de
los productos.
Si Ke es menor que 1: La concentración de los
reactivos es mayor que la concentración de los
productos, indica que hay más presencia de
reactivos que de productos.
Si Ke es igual a 1: La concentración de los
productos es igual a la concentración de los
reactivos, indica que la concentración de reactivos
y productos es igual.
La constante de equilibrio así como la constante de
velocidad de reacción se determina
experimentalmente y es característica para cada
reacción a cierta temperatura.
Clases de Equilibrio Químico
-Equilibrio Homogéneo. Los reaccionantes y los
productos se encuentran en la misma fase (todos
gases, todos líquidos...) Ejemplo:
-Equilibrio Heterogéneo. Considera dos o más
fases (líquidos y gases) Ejemplo:
-Equilibrio Molecular. Cuando el sistema
involucre moléculas.
Tipo de reacciones químicas. Recuperado de: www.quimicayalgomas.com
-Equilibrio en Solución. Cuando el sistema tiene
lugar en solución acuosa.
Factores que afectan el Equilibrio Químico
La influencia de estos factores se puede predecir,
de una manera cualitativa por el Principio de Le
Chatelier, que dice lo siguiente:
“Si en una reacción química en equilibrio se
modifican la presión, la temperatura o la
concentración de alguna de las especies
reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u
otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de
equilibrio”.
-Efecto de la Temperatura. Si en una reacción
exotérmica aumentamos la temperatura cuando se
haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción
dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un
desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda. Es
decir, parte de los productos de reacción se van a
transformar en reactivos hasta que se alcance de
nuevo el equilibrio químico. Si la reacción es
endotérmica ocurrirá lo contrario.
-Efecto de la Concentración. Un aumento de la
concentración de los reactivos, o una disminución
de los productos hace que la reacción se desplace
hacia la derecha. En cambio, una disminución de la
concentración de los reactivos, o un aumento de la
concentración de los productos, hacen que la
reacción se desplace hacia la izquierda.
-Efecto de cambios en presión y volumen. Las
variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios
en los que intervienen algún gas y cuando hay
variaciones de volumen en la reacción.
Si disminuimos el volumen del sistema el efecto
inmediato es el aumento de la concentración de las
especies gaseosas y por lo tanto, de la presión en
el recipiente. Dicho aumento se compensa
parcialmente si parte de los reactivos se combinan
generando el producto, pues así se reduce el
número total de moles gaseosos y,
consecuentemente, la presión total. El equilibrio se
desplaza hacia la derecha. Si aumentamos el
volumen ocurrirá todo lo contrario.
-Efecto de un catalizador. Los catalizadores son
sustancias que aceleran las reacciones químicas.
No afectaran al equilibrio químico ya que aceleran
la reacción directa e inversa por igual. El único
efecto es hacer que el equilibrio se alcance más
rápidamente.
Bibliografía
Mondragón,C., Peña, L., Sánchez, M., & Arbeláez F. Química
Inorgánica.2005.Editorial Santillana. Pág.194 - 200
Profesor en Línea. Equilibrio Químico. 2005.Recuperado de:
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Equilibrio_quimico.html
Factores que Afectan el Equilibrio Químico.Recuperado de:
http://thales.cica.es/cadiz2/ecoweb/ed0765/capitulo6.html
Equilibrio Químico.McGrawHill.Recuperado de:
http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/8448157133.pdf

3. H2(g) + I2(g) → 2HI(g) a 454°C
Como ya dijimos, cuando se alcanza el
equilibrio químico las velocidades de la reacción
directa ( ) e inversa ( ) son iguales y las
concentraciones de los reactantes y de los
productos permanecen constantes. Para que esto
ocurra, la reacción debe suceder a
una temperatura y presión constantes en un
recipiente cerrado en el que ninguna sustancia
pueda entrar o salir.
Es importante diferenciar entre el equilibrio en
términos de velocidad, en el que ambas
velocidades son iguales, del equilibrio en términos
de concentraciones, donde éstas pueden ser, y
normalmente son, distintas.
Existen diversos factores capaces de modificar el
estado de equilibrio en un proceso químico, como
son: la temperatura, la presión(afectando
al volumen) y las concentraciones.
La influencia de estos tres factores se puede
predecir, de una manera cualitativa por el Principio
de Le Chatelier, que dice lo siguiente:
Si en una reacción química en equilibrio se
modifican la presión, la temperatura o la
concentración de alguna de las especies
reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u
otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de
equilibrio.
Este principio es equivalente al principio de
la conservación de la energía.
Efecto de la temperatura
Es la única variable que, además de influir en el
equilibrio, modifica el valor de su constante.
Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la
temperatura, el sistema se opone a ese aumento
de energía calorífica desplazándose en el sentido
que absorba calor; es decir, hacia el sentido que
marca la reacción endotérmica.
Aquí debemos recordar que en las reacciones
químicas existen dos tipos de variación con la
temperatura:
Exotérmica: aquella que libera o desprende calor.
Endotérmica: aquella que absorbe el calor.
Es importante hacer notar que a bajas
temperaturas, la reacción requiere más tiempo,
debido a que bajas temperaturas reducen la
movilidad de las partículas involucradas. Para
contrarrestar este efecto se utiliza
un catalizador para acelerar la reacción.
Respecto a los catalizadores, se ha determinado
que estos no tienen ningún efecto sobre la
concentración de los reaccionantes y de los
productos en equilibrio. Esto se debe a que si un
catalizador acelera la reacción directa también
hace lo mismo con la reacción inversa, de modo
que si ambas reacciones se aceleran en la misma
proporción, no se produce ninguna alteración del
equilibrio.
Efecto de la presión
Si aumenta la presión la reacción se desplazará
hacia donde exista menor número de moles
gaseosos, para así contrarrestar el efecto de
disminución de volumen, y viceversa.
Lógicamente, en el caso de que las cantidades de
moles gaseosos sean iguales para cada lado de la
ecuación, no se producirán cambios, es decir que
el equilibro no se desplazará. También se puede
aumentar la presión del sistema sin afectar el
equilibrio agregando un gas noble.
Efecto de las concentraciones
Un aumento en la concentración de uno de los
reactivos hace que el equilibrio se desplace hacia
la formación de productos, y a la inversa en el caso
de que se disminuya dicha concentración. Y un
aumento en la concentración de los productos hace
que el equilibrio se desplace hacia la formación de
reactivos, y viceversa en el caso de que se
disminuya.

4. Fuente: Equilibrio Químico. Editorial: McGrawHill
Recuperado de http://www.mcgraw-
hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf
Fuente: Equilibrio Químico. Editorial: McGrawHill Recuperado de http://www.mcgraw-
hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf