Analisis quimico. Equilibrio quimico y principio de Le Chatelier

1. 1

2. aA + bB cC + dD
V1
V2
Keq =
[PRODUCTOS]coeficientes
[REACTIVOS]coeficientes
KC = concentraciones
KP = presiones
No líquidos puros
No sólidos puros
LEY DE
EQUILIBRIO
Reactantes Productos

3. Calcular la constante de equilibrio Kc, para la siguiente reacción en equilibrio a 230 °C, cuyas
concentraciones en equilibrio de las especies reactivas son: [NO] = 0,0542 M, [O2] = 0,127 M,
[NO2]=15,5 M
𝟐𝑵𝑶 𝒈 + 𝑶𝟐 𝒈 ⇄ 𝟐𝑵𝑶𝟐 𝒈
0,0542 M 0,127 M 15,5 M
𝐾𝑐 =
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2 𝑂2
𝐾𝑐 =
[15,5]2
[0,0542]2 0,127
= 643963,28
3

4. 𝐾𝑐 =
𝐾𝑝
(𝑅𝑇)∆𝑛
4

5. Una mezcla de 0,500 moles de I2 y 0,500 moles de H2, se coloca en un recipiente
de acero inoxidable de 1 L a 430°C. La constante de equilibrio Kc para la
reacción es 54,3 a esta temperatura. Calcule las concentraciones de H2, I2 y HI
en equilibrio
1. La reacción está balanceada
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
H2 + I2 2HI
Inicio 0,5 0,5 0
Reacción -X -X +2X
Equilibrio 0,5-X 0,5-X 2X
2. Buscar las concentraciones en el equilibrio, Kc = 54,3. Al inicio se mezclan 0,500 moles de I2 y 0,500
moles de H2
c
K =
[HI]2
[H2][I2]
= 54,3
Reemplazar cada término c
K =
[2X]2
[0,5-X]
La concentración de cada
sustancia será en
mol/litro. Se divide por 1 L
[0,5-X] Despejar la X
5

6. = 54,3 – 4X2
(X2 – X + 0,25)
50,3X2 – 54,3X + 13,6 = 0 Ecuación cuadrática
X1= 0,393
X2= 0,684
En equilibrio: [H2] = 0,5-X = 0,107 M, [I2] = 0,5-X = 0,107 M y [HI] = 2X = 0,786M
= 54,3
[2X]2
[0,5-X][0,5-X]
(-54,3)
2
– 4(50,3)(13,6)
54,3±
X =
2*50,3
6
0

7. aA + bB cC + dD
𝑄 =
[𝐶]𝑐
[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
𝑛𝑜 𝑛𝑒𝑐𝑒𝑠𝑎𝑟𝑖𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜
7
 Q > Keq
 Q < Keq
 Q = Keq, en equilibrio
NO ESTÁ EN EQUILIBRIO
PARA ALCANZAR EL EQUILIBRIO SE
DESPLAZA HACIA LOS REACTANTES
NO ESTÁ EN EQUILIBRIO
PARA ALCANZAR EL EQUILIBRIO SE
DESPLAZA HACIA LOS PRODUCTOS
Se contrarresta
este efecto
Se contrarresta
este efecto

8. Al principio de una reacción hay 2,5 moles de N2, 0,03moles de H2 y 0,0007 moles de NH3
en un matraz de 3 L a 375 °C. Si la constante de equilibrio Kc para la reacción es 1,5 a esta
temperatura, determine si el sistema está en equilibrio. Si no es así prediga la dirección
de la reacción neta
𝑁2 (𝑔) + 𝐻2 (𝑔) ↔ 𝑁𝐻3 (𝑔)
8
2
3
𝑁2 (𝑔) + 3𝐻2 (𝑔) 𝟐𝑁𝐻3 (𝑔)
No hay Equilibrio(Q) 2,5mol 0,03mol 0,0007mol
𝑄 =
[𝑁𝐻3]2
𝑁2 [𝐻2]3
𝑄 =
[
0,0007𝑚𝑜𝑙
3𝐿
]2
2,5𝑚𝑜𝑙
3𝐿
[
0,03𝑚𝑜𝑙
3𝐿
]3
= 0,065  Q < Keq
La reacción está desplazada hacia la izquierda. Para alcanzar el equilibrio, los
reactivos deben transformarse en productos.

9. CONCENTRACIÓN
 Si se aumenta la concentración en reactantes: La reacción se dirige hacia el lado contrario donde se afectó la
concentración (hacia los productos)
 Si se disminuye la concentración en reactantes: La reacción se dirige hacia el mismo lado donde se afectó la
concentración (hacia los reactantes)
9
“Si se cambian las condiciones bajo las cuales en un sistema existe
el equilibrio (un cambio en las condiciones de concentración, presión,
temperatura o un catalizador), éste se desplaza en el sentido de
oponerse al cambio, reestableciendo el equilibrio”. 1884

10. A 720°C, la constante de equilibrio Kc, para la reacción de formación del
amoniaco es 2,37 x 10-3 . En cierto experimento las concentraciones en
equilibrio son 0,683 M para el N2, 8,80 M para el H2 y 1,05 M para el NH3. Si se
añade cierta cantidad de amoniaco de modo que su concentración aumenta a
3,65 M
1. Utilice el principio de Le Châtelier para predecir en qué dirección se desplazará la reacción neta para
alcanzar un nuevo equilibrio.
𝑁2 (𝑔) + 𝐻2 (𝑔) ↔ 𝑁𝐻3 (𝑔)
10
2. Confirme la predicción calculando Qc y comparándolo con el valor de Kc
2
3
Se está afectando los productos, aumentándolos. La reacción se favorece hacia los reactantes
𝑁2 (𝑔) + 3𝐻2 (𝑔) 𝟐𝑁𝐻3 (𝑔)
No hay Equilibrio(Q) 0,683 M 8,80 M 3,65 M
𝑄 =
[𝑁𝐻3]2
𝑁2 [𝐻2]3
𝑄 =
[3,65𝑀]2
0,683𝑀 [8,80𝑀]3
= 2,86𝑥10−2
 Q > Keq
La reacción está desplazada hacia la derecha. Para alcanzar el equilibrio, los
productos deben transformarse en reactantes.

11. PRESIÓN
 Si se aumenta la presión: La reacción se dirige hacia el lado donde haya menos moles
 Si se disminuye la presión: La reacción se dirige hacia el lado donde haya más moles
11
“Si se cambian las condiciones bajo las cuales en un sistema existe
el equilibrio (un cambio en las condiciones de concentración, presión,
temperatura o un catalizador), éste se desplaza en el sentido de
oponerse al cambio, reestableciendo el equilibrio”. 1884
Cambio Dirección del equilibrio
Incremento en la presión Hacia el lado con menor cantidad de moles
Disminución en la presión Hacia el lado con mayor cantidad de moles
Disminución en el volumen
Incremento en el volumen Hacia el lado con mayor cantidad de moles
Hacia el lado con menor cantidad de moles

12. Una mezcla de N2(g), H2(g) y NH3(g) en equilibrio se traslada desde un matraz
de 1,5 L a otro de 5,00 L ¿en que sentido ocurrirá el cambio neto al
restablecerse el equilibrio?
𝑁2 (𝑔) + 3𝐻2 (𝑔) ↔ 2𝑁𝐻3 (𝑔)
Para los siguientes sistemas, Prediga la dirección de la reacción neta en cada caso
al aumentar la presión (disminución del volumen) del sistema a temperatura
constante.
12

13. TEMPERATURA: Considerar la energía de la reacción. La temperatura es la única que puede cambiar
el valor de K.
Reacción exotérmica: LIBERA O SE PRODUCE ENERGÍA
 Si se aumenta la temperatura, La reacción se dirige hacia los reactantes
 Si se disminuye la temperatura, La reacción se dirige hacia los productos
Reacción endotérmica: NECESITA O SE AGREGA ENERGÍA
 Si se aumenta la temperatura, La reacción se dirige hacia los productos
 Si se disminuye la temperatura, La reacción se dirige hacia los reactantes
13
“Si se cambian las condiciones bajo las cuales en un sistema existe el equilibrio (un cambio en las
condiciones de concentración, presión, temperatura o un catalizador), éste se desplaza en el sentido de
oponerse al cambio, reestableciendo el equilibrio”. 1884
Endotérmica (absorbe calor, H°
> 0)
Exotérmica (libera calor, H° <
0)

14. 14
En la reacción:
2H2S (g) + 3O2 (g) 2H2O (g) + 2SO2 (g) H = –1036 kJ,
Explicar cómo afectarán los siguientes cambios al desplazamiento del equilibrio si se:
a) Aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante.
La reacción se favorece hacia los reactantes (hay más moles) para reestablecer el equilibrio
a) Extrae SO2.
La reacción se favorece hacia los productos para reestablecer el equilibrio
a) Aumenta la temperatura manteniendo el volumen constante
La reacción se favorece hacia los reactantes para reestablecer el equilibrio

15. En un recipiente de 2 L se introducen 2,1 mol de CO2 y 1,6 mol de H2 y se calienta a 1800 °C. Una vez se ha
alcanzado el siguiente equilibrio:
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
Se analiza la mezcla y se encuentra que hay 0,9 mol de CO2. Calcule:
a) La concentración de cada especie en el equilibrio.
b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.

16. Cuando se mezclan 0,40 moles de gas xenón con 0,80 moles de gas flúor en un recipiente de 2 litros a cierta
temperatura, se observa que el 60 % del xenón reacciona con el flúor formando XeF4 gaseoso. Calcule el valor de
Kc a esa temperatura, para la reacción:
Xe(g) + 2F2(g) XeF4(g)