Fundamentos del equilibrio químico, que es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto.Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. En una reacción química, cuando los reactivos se mezclan en un recipiente de reacción de solución acuosa (con calefacción, si es necesario), no se convierten en productos la totalidad de los reactivos. Después de un tiempo (que depende de los compuestos que constituyen la mezcla), las reacciones opuestas, pueden alcanzar iguales velocidades de reacción, creando un equilibrio dinámico en el que la relación entre los reactivos y productos será fija.

1. Química Inorgánica
EQUILIBRIO QUÍMICO

2. Logro de Aprendizaje
Al finalizar la sesión, el estudiante determina el
valor de la constante de equilibrio, considerando las
condiciones de la reacción y sus posibles cambios.

3. CONTENIDO:
✓ Equilibrio químico.
✓ Reacciones reversibles.
✓ Ley de Acción de Masas.
✓ Características del equilibrio químico.
✓ Factores que afectan el equilibrio.

4. Mira el siguiente video y recordemos nuestra sesión anterior:
https://www.youtube.com/watch?v=MdASHN8Yk8U
• ¿Qué ocurrió en cada
vaso, al transcurrir el
tiempo? ¿Por qué?
• ¿La reacción en ambos
vasos fue la misma?
Explícalo.

5. Datos/Observaciones
Observa la imagen y comenta

6. ¿Qué es equilibrio químico?
Es una condición que cumplen las reacciones químicas que se produce
en ambos sentidos, las reacciones reversibles.
Más adelante desarrollaremos cada uno de estos puntos...
Cuando las concentraciones de cada una de las
sustancias que intervienen (reactivos o productos)
permanecen constantes, a una cierta temperatura, la
reacción química ha llegado al EQUILIBRIO QUÍMICO.

7. Datos/Observaciones
Importancia
¿Cuál será su relación con el
equilibrio químico?
Una planta de obtención de amoniaco
o la ingestión de medicamentos…

8. Equilibrio químico y reacciones reversibles
✓ Las concentraciones en molaridad (M).
✓ Unidades de concentración: Mol/L.
✓ Todos se encuentran en estado gaseoso.
✓ Reacción química reversible (doble flecha)
Reacción reversible
I2(g) + H2(g) HI(g)
Equilibrio Químico
Considerar:
En una reacción reversible, los reactivos se convierten en productos, pero también los
productos se convierten en reactivos. Esta interconversión continúa hasta llegar
al equilibrio químico.

9. Determinación de las expresiones de equilibrio
químico en función a la ley de acción de las masas.
-Ley de acción de las masas
-La constante de equilibrio (KC)
-La constante de equilibrio (Kp) y su relación con Kc

10. Datos/Observaciones
Ley de acción de las masas
La Constante de equilibrio se simboliza: Kc
- Kc se considera para concentraciones
en el equilibrio.
- Unidad de concentración: mol/L.
- Kc cambia con la temperatura.
Se refiere a que las dos
reacciones evolucionan
de modo tal que sus
velocidades se igualan
(Vd = Vi), estableciéndose
el Equilibrio Químico.

11. Constante de equilibrio (KC)
Equilibrio Homogéneo
Si todos los reactivos y productos
están en una sola fase.
Equilibrio Heterogéneo
Si uno o más reactivos o productos
están en una fase diferente.
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Observación:
- Kc: sólo es para el estado gaseoso.
- Las concentraciones de sólidos y líquidos puros no son incluidos en
la expresión para la constante de equilibrio.

12. Datos/Observaciones
Ejemplo: Tenemos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) = 2 SO3(g)
Concentraciones iniciales
(mol/L)
Concentraciones en
equilibrio (mol/L)
Constante
de
equilibrio
[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc
Exp 1 0,20 0,20 — 0,030 0,115 0,170 ?
Exp 2 0,15 0,40 — 0,014 0,332 0,135 ?
Exp 3 — — 0,20 0,053 0,026 0,143 ?
Exp 4 — — 0,70 0,132 0,066 0,568 ?
Exp 5 0,15 0,40 0,25 0,037 0,343 0,363 ?
5 experimentos con
diferentes
concentraciones iniciales.
Se produce la reacción y
una vez alcanzado el
equilibrio se miden las
concentraciones tanto de
reactivos como de
productos, observándose
los siguientes datos:
Cálculo de la constante de equilibrio (KC)

13. Datos/Observaciones
En la reacción anterior:
2 SO2(g) + O2(g) = 2 SO3(g)
KC se obtiene aplicando la expresión:
Como se ve, Kc es prácticamente
constante.
2
3
2
2 2
[ ]
[ ] [ ]
C
SO
K
SO O
=

Concentraciones en
equilibrio (mol/L)
Constante
de equilibrio
[SO2] [O2] [SO3] Kc
Exp 1 0,030 0,115 0,170 279,2
Exp 2 0,014 0,332 0,135 280,1
Exp 3 0,053 0,026 0,143 280,0
Exp 4 0,132 0,066 0,568 280,5
Exp 5 0,037 0,343 0,363 280,6
Cálculo de la constante de equilibrio (KC)

14. Datos/Observaciones

= ( ) n
P C
K K RT
Donde:
Kc: Constante de concentración
R: Constante universal de los gases
T: Temperatura (K)
n = (nproductos – nreactivos)
Relación entre Kp y Kc
En reacciones donde intervienen gases es más sencillo medir presiones
parciales que concentraciones. En ese caso, la constante de equilibrio será Kp.
Pero, si conocemos el valor de Kc, utilizaremos la siguiente relación para hallar Kp:

15. Datos/Observaciones
Calcula la constante de equilibrio (Kp) a 727 °C, para la reacción de
formación del amoniaco, cuya constante Kc es 1,996 · 10–2 M–2 . La
ecuación química es: N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)
Aplicando la relación entre Kp y Kc
Solución:

16. Factores que afectan el equilibrio químico
Principio de Le Châtelier

17. Datos/Observaciones
Principio de Le Châtelier
“Si un sistema en equilibrio se somete a un
cambio de condiciones (concentraciones,
temperatura o presión), éste se desplazará
hacia una nueva posición a fin de
contrarrestar el efecto de la perturbación y
recuperar el estado de equilibrio.”
Henry Le Châtelier

18. Datos/Observaciones
Efecto de la variación de temperatura

19. Datos/Observaciones
Efecto de la variación de concentración

20. Datos/Observaciones
Efecto de la variación de la presión

21. Datos/Observaciones
Para la siguiente reacción química:
N2(g) + 3H2(g)  2 NH3(g) + calor
Indica hacia donde se desplazaría el equilibrio, justificando brevemente el por
qué en cada caso:
✓ Se aumenta la concentración de hidrógeno.
✓ Se disminuye la temperatura al sistema.
✓ Se aumenta la concentración de amoniaco.
✓ Se disminuye la presión al sistema.
✓ Se agrega un catalizador a la reacción.
Aplicamos el Principio de Le Châtelier

22. Datos/Observaciones
Para la siguiente reacción química:
N2(g) + 3H2(g)  2 NH3(g) + calor
Indica hacia donde se desplazaría el equilibrio, justificando brevemente el por
qué en cada caso:
✓ Se aumenta la concentración de hidrógeno.
✓ Se disminuye la temperatura al sistema.
✓ Se aumenta la concentración de amoniaco.
✓ Se disminuye la presión al sistema.
✓ Se agrega un catalizador a la reacción. *No afecta al equilibrio
Aplicamos el Principio de Le Châtelier

23. Datos/Observaciones
En una reacción química:
[ ] [ ]
[ ] [ ]

=

c d
a b
C D
Q
A B
Se expresa el cociente de reacción
de la siguiente manera:
Observación: Tiene la misma expresión que Kc, con la diferencia que
las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.
Cociente de reacción (Q)
Predicción del sentido de una reacción

24. Datos/Observaciones
Condición El sistema Es decir Reacción
Si Q = Kc
Se encuentra en equilibrio.
Si Q < Kc
Evolucionará
hacia la
derecha
Aumentarán las concentraciones de los
productos y disminuirán las de los
reactivos hasta que Q se iguale con Kc
Si Q > Kc
Evolucionará
hacia la
izquierda
Aumentarán las concentraciones de los
reactivos y disminuirán las de los
productos hasta que Q se iguale con Kc
Cociente de reacción (Q)

25. Desarrollemos Juntos
Equilibrio Químico

26. A 200°C, en un recipiente de 2 litros de capacidad y en presencia
de un catalizador, se agregan 3 moles de nitrógeno molecular y 4
moles de hidrógeno molecular. Al reaccionar, alcanzan al equilibrio
formando 0,0838 moles de amoniaco. Calcula:
a) Las concentraciones en el equilibrio para dicha reacción.
b) Kc.
c) Kp.
1. Aplicamos equilibrio químico y constante de equilibrio

27. A 200°C, en un recipiente de 2 litros de capacidad y en presencia de un
catalizador, se agregan 3 moles de nitrógeno molecular y 4 moles de
hidrógeno molecular. Al reaccionar, alcanzan al equilibrio formando 0,0838
moles de amoniaco. Calcula:
a) Las concentraciones en el equilibrio para dicha reacción.
b) Kc.
c) Kp.
1. Aplicamos equilibrio químico y constante de equilibrio
Solución:

28. 2. Aplicamos cociente de reacción.
En un reactor de 2 L y a 350°C, coexisten 28 g de nitrógeno, 6,4 g
de hidrógeno y 5,1 g de amoníaco. La constante de equilibrio (Kc)
a la temperatura del experimento es 0,278. Indica si la mezcla
gaseosa se encuentra en equilibrio. Analiza lo que pasaría hasta
llegar al equilibrio y fundamenta el porqué.
Reacción Química: N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)

29. 2. Aplicamos cociente de reacción.
En un reactor de 2 L y a 350°C, coexisten 28 g de nitrógeno, 6,4 g de
hidrógeno y 5,1 g de amoníaco. La constante de equilibrio (Kc) a la
temperatura del experimento es 0,278. Indica si la mezcla gaseosa se
encuentra en equilibrio. Analiza lo que pasaría hasta llegar al equilibrio y
fundamenta el porqué. Reacción Química: N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
Solución:

30. Micro Taller 03
Es tu turno de aplicar lo aprendido en Equilibrio Químico.

31. Datos/Observaciones
Micro Taller 02
El equilibrio entre SO2 (g), O2 (g) y SO3 (g) es importante en la producción de
ácido sulfúrico. Cuando se introduce una muestra de 0,02 moles de SO3 en un
recipiente de 1,52 L a 900 K en el que se ha hecho el vacío, se encuentra que
en el equilibrio hay presentes 0,0142 mol de SO3.
Ecuación Química: 2 SO3 (g) ↔ 2 SO2 (g) + O2 (g).
Responde:
a) ¿Cuánto es el valor de Kc y Kp para la disociación de SO3 (g) a 900 K?
b)¿Qué sucede con el equilibrio, si se aumenta la concentración del oxígeno?

32. El equilibrio entre SO2 (g), O2 (g) y SO3 (g) es importante en la producción de ácido sulfúrico.
Cuando se introduce una muestra de 0,02 moles de SO3 en un recipiente de 1,52 L a 900 K
en el que se ha hecho el vacío, se encuentra que en el equilibrio hay presentes 0,0142 mol
de SO3. Ecuación Química: 2 SO3 (g) ↔ 2 SO2 (g) + O2 (g).
Responde:
a) ¿Cuánto es el valor de Kc y Kp para la disociación de SO3 (g) a 900 K?
b) ¿Qué sucede con el equilibrio, si se aumenta la concentración del oxígeno?
Solución:

33. GRACIAS.
1. ¿Cómo definirías al EQUILIBRIO QUÍMICO?
2. Si una reacción reversible en equilibrio, a temperatura
determinada y concentración constante de reactivos y productos
genera un valor constante ¿Cuál valor será?
3. ¿Qué nos indica el Principio de Le Chatelier cuando un sistema
en equilibrio es alterado en alguna de las condiciones?
¿Contesta las siguientes preguntas?