EQUILIBRO QUIMICO_final.pptx

EQUILIBRIO
QUÍMICO
Fuente: R. Petrucci, et al., (2017). General Chemistry, 11th edition, the
USA.

1
2
3
4
5
6
Tabla de
Contenidos
Reacciones reversible
Conceptos básicos
Principio de Le Chatelier
Factores que alteran el estado de equilibrio.
Velocidad de reacción
Condiciones y características del equilibrio dinámico
Equilibrio químico
Constantes de equilibrio Kc y Kp
Deducción, su relación y cálculos con Kc y Kp.
Grado de disociación
Cepreuni.net.pe 3
Concepto y cálculos.
Definición, Ley de acción de masas y Perfil de reacción
1
2

.
1 Velocidad de reacción
La velocidad de reacción es la rapidez con que se modifica la concentración de un
producto o un reactivo al transcurrir el tiempo.
Producto
Reactante
Inicio Tiempo
( )
V(+)
V(-)
A
B
Se muestra el siguiente ejemplo para una reacción sencilla y una grafica como varia la
concentración de reactivos y productos con el tiempo
[ ]

Descripción:
* La concentración de.
* La concentración de los productos aumenta.
* La velocidad al iniciar la reacción es máxima.
.
1 Velocidad de reacción
Expresión de la velocidad de reacción
La velocidad de reacción se
puede expresar según:
 
t
x
x





x = (-) Para los reactantes
x = (+) Para los productos
x = Velocidad de reacción de x
x = Variación de concentración de x
t = Variación del tiempo.








min
.
,
. L
mol
s
L
mol
La enzima sucrasa en 240 minutos ha logrado
disminuir la concentración de la sucrosa hasta
0,60 M. Si asumimos que la velocidad de
consumo del la sucrosa es constante e igual a
0,2 M/hora, entonces la concentración molar
inicial se la sucrosa, es:
[ ] FINAL - [ ] INCIAL
∆ tiempo
 = - ----------------------
0,2 M/hora = - ------------------------
[ 0,60 M ] - [ ] INCIAL
4 horas
[ ] INCIAL = 1,4 M
Para halla la velocidad se tiene:
Reemplazando:

Un complejo activado, a menudo caracterizado por el superíndice, se define como ese conjunto de átomos que
corresponde a una región arbitraria infinitamente pequeña en o cerca del col (punto de sillín
) de una superficie energética potencia
.
1 Perfil de reacción
C.A.
950
900
10
EA
CO2 + H2O
 H
Energía de Activación (EA)
Es la energía (calor) necesaria que debe absorber los reactantes para
iniciar la reacción.
EA = ECA - EREACT
Del gráfico: EA = (320 - 10) = 310 KJ/mol
Complejo activado (C.A.)
Es un estado energético transitorio de reactantes a productos, a esta
condición ocurre la ruptura y formación de enlace.
Del gráfico: ECA. = 320 KJ/mol
AVANCE DE LA REACCIÓN
E (KJ/mol)
El perfil de la reacción describe como cambia la
energía de la reacción en la medida que avanza.
Entalpia de reacción:
Es la energía que se
absorbe o libera en una
reacción química.
 ERXN = EPROD – EREACT
Del gráfico:
 ERXN = (252 – 10)
 ERXN = + 242 KJ/mol
320
252
10

Es un estado de máximo estado el gráfico:
H = (900 – 10) = + 890 KJ/mol
.
1 Perfil de reacción
Endotérmico (H > 0)
Exotérmico (H < 0)
C.A.
100
0
-390
EA
 H
C.A.
950
900
10
EA
CO2 + H2O
 H
Del gráfico:  ERXN = (10 – 40) = - 30 KJ/mol
70
40
10
E (KJ/mol)
E (KJ/mol)
Del gráfico:  ERXN = (40 – 10) = +30 KJ/mol
LIBERA
ENERGÍA
EPROD < EREACT EPROD > EREACT
Proceso en donde hay absorción o consumo de calor
Proceso donde hay desprendimiento o producción de calor.

 
H
Reac tan tes productos calor

 
H
Reac tantes calor productos
55
40
10
ABSROBE
ENERGÍA

.
1 Reacción Elemental
H=-198,83 kJ/mol

NO + O 3
NO + O 2
2
Avance de reacción
H(kJ.mol )
 -1
La reacciones elementales o sencillas son
aquellas que se producen en un solo paso o
etapa mediante la interacción directa de los
átomos de los reactivos para formar los
productos.
E (KJ/mol)
Velocidad de reacción y
estequiometria
La velocidad de reacción de cada sustancia
participante en una reacción, son
directamente proporcional a los coeficientes
estequiométricos de la ecuación.
a A + b B → c C + d D
v A v B v C vD
a b c d
----- = ----- = ----- = ------
v: velocidad del reactante o producto
a, b, c, d: coeficientes estequiométricos
.
NO(g) + O3 (g) → NO2 (g) + O2 (g)
NO + O3
NO2 + O2

Descripción:
* La concentración de los reactantes disminuye.
.
1 Ley de acción de masas
La Ley de Acción de Masas de Gulberg y Waage,
dice que: “La velocidad de la reacción es
directamente proporcional a la concentración de la
masas implicadas en la Ley de Velocidad”.
k: Constante específica de la velocidad.
x; y: Cantidades experimentales
Además:
x + y : n (orden de la reacción)
x : orden respecto a A
y : orden respecto a B
A : Concentración Molar de A
B : Concentración Molar de B.
.
 = k Ax B y
Para la reacción: a A + b B  Productos
Tenemos:
Dada la siguiente reacción de segundo orden
en fase gaseosa:
2 NO2 (g)  N2O4 (g)
Si la concentración de NO2 en un
determinado tiempo se reduce a la mitad,
¿Qué relación existe entre la nueva
velocidad de reacción con respecto a la
velocidad inicial?
Se tiene:
 1 = k  NO2  2
Si la concentración se reducen a la mitad:
 2 = k ( NO2  /2 ) 2
 2 = k  NO2  /4
 2 =  1 /4
Si la reacción es
elemental se
cumple:
x= a
y=b

𝑨 = 𝝅𝒓𝟐
Descripción:
* La concentración de los reactantes disminuye.
.
2 Reacción Irreversible
Una reacción irreversible es aquella que ocurre en
un solo sentido, pues los reactantes no son
regenerables a partir de los productos. Por ejemplo,
al quemar papel, ya no podemos regenerar al papel
por reacción de sus productos de combustión
Reacción Reversible
A B C +
+ A B C

Una reacción reversible es aquella que en algún punto de
su transcurso alcanza un estado de equilibrio en el que las
concentraciones de los reactivos y productos permanecen
constantes; ocurre en ambos sentidos de la ecuación
química. La reversibilidad disminuye el rendimiento de
reacción.

4
3 Equilibrio químico
En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se consumen totalmente para
obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que
parece que la reacción ha concluido.
AL inicio de la
reacción solo
tenemos los
reactantes H2 y I2.
A medid que avance
la reacción se va
formando el producto
HI.
Pasado un tiempo la
concentración de
producto se
mantienes
constante, lo que
hiciera pensar que la
reacción ha
concluido.

4
En 1908 cuando el químico alemán Fritz Haber ideó el proceso de
síntesis de amoniaco a partir de sus elementos, por el que
obtuvo el premio Nobel de Química en 1918.
El ingeniero alemán Carl Bosch desarrolló y diseñó el proceso
industrial, lo cual también le llevó a obtener el premio Nobel de
Química en el año 1931.
Concepto
El equilibrio químico es un
estado de un sistema
reaccionante en el que no se
observan cambios a medida
que transcurre el tiempo, a
pesar de que siguen
reaccionando entre si las
sustancias presentes.
LA SÍNTESIS DEL AMONIACO: EL PROCESO HABER-BO
H = -109 KJ/mol
T= 500°C

4
Características
Concentración
contante
Velocidad directa
es igual a la inversa
Es dinámico: competencia de dos velocidades,
ambas reacciones ocurren simultáneamente.
Es espontáneo: se logra sin necesidad de
fuerza o agente exterior, el equilibrio alcanza en
tiempo finito.
En el equilibrio las concentraciones son
definidas entre dos tendencias opuestas, las
cuales son la estabilidad versus la entropía.
Es independiente del camino que sigue la
reacción y sólo depende de las concentraciones
finales de reactivos y productos
No tiene reactivo limitante.

4
3 Condición del equilibrio
VD
Vi
Sea la reacción: a A + b B c C + d D
Según la Ley de acción de masas de GULDBERG y WAAGE.
VD = kD [A]a [B]b y Vi = ki [C]c [D]d
En el equilibrio la velocidad de reacción directa es igual a la inversa
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera
que el sistema está en equilibrio.
i
p
c
K
K
K 
   
   b
a
d
c
c
B
A
D
C
K 
b
B
a
A
d
D
c
C
p
)
P
(
)
P
(
)
P
(
)
P
(
K 
Ki
KD
KEq
Constante de Equilibrio
en función de las
concentraciones.
Constante de Equilibrio
en función de las
presiones parciales.
Maximilian Guldbert Peter Waage
En 1864 Cato Maximilian Guldbert
(1836–1902) y Peter Waage (1833–
1900) postularon su ley de acción de
masas, que expresa la relación entre
las concentraciones (expresadas como
presiones parciales en el caso de
gases y como molaridades en el de
disoluciones) de los reactivos y
productos presentes en el equilibrio en
cualquier reacción.

4
3 Constante de Equilibrio
Supóngase la siguiente ecuación
general de equilibrio:
a A + b B c C + d D
Donde:
T= Temperatura en Kelvin (°C+273)
R= 0,082 atm.L/mol.K
∆n = (c+d) – (a+b)
b
a
d
c
B
A
D
C
]
[
]
[
]
[
]
[
Kc  b
B
a
A
d
D
c
C
p
p
p
p

p
K
Kp = Kc (RT)∆n
Nota: Si n = 0  Kp = Kc
Constante de Equilibrio en
función de las concentraciones.
Constante de Equilibrio en función
de las presiones parciales.
 
NO  
2
O  
2
NO
(g)
2
(g) O
NO
2  (g)
2
NO
2
Se tiene las siguientes concentraciones de
equilibrio:
= 0,50M; = 0,75M y
¿ Cuál será su constante de equilibrio (Kc)?
⇌
Para la siguiente reacción en equilibrio a
una temperatura absoluta T (cte):
= 0,25M
[NO2]
[NO] [O2]
Kc = ----------------
2
[0,25M]
[0,50] [0,75]
Kc = ----------------
2
2
2
Kc = 0,33

4
3 Significado de la constante de equilibrio
Cuanto mayor sea Keq (Kc>1),
mayor es la conversión de
reactantes en productos.
Cuanto menor sea Keq (Kc<1),
menor es la conversión de
reactantes en productos

3) Si una reacción puede expresarse como suma de
dos o mas reacciones, la K para la reacción global es
igual al producto de las constantes de equilibrio de las
reacciones individuales. Esto se conoce como la regla
de los equilibrios múltiples
4
3 Relaciones que involucran constante de equilibrio (Keq)
La expresión de Keq depende de la forma en que se
ha escrito la ecuación química del sistema en
equilibrio químico:
A + B C + D Keq = K1
1) Si una ecuación se invierte:
C + D A + B Keq =
1
K
1
⇌
⇌
2) Si se multiplica por un factor n la ecuación
n A + n b n C + n D Keq = (K1)n
⇌
N2O(g) + ½O2 2 NO(g) Kc= ?
Hallar la constante de equilibrio Kc
N2(g) + ½O2 N2O(g) Kc(2)= 2.7x10+18
[N2][O2]½
[N2O]
=
N2(g) + O2 2 NO(g) Kc(3)= 4.7x10-31
[N2][O2]
[NO]2
=
Kc=
[N2O][O2]½
[NO]2
=
[N2][O2]½
[N2O]
[N2][O2]
[NO]2
Kc(2)
1
Kc(3)
= = 1.7x10-13
⇌
Datos:
⇌
⇌
Reemplazando:
3) Si una reacción puede expresarse como suma de
dos o mas reacciones, la K para la reacción global
es igual al producto de las constantes de equilibrio
de las reacciones individuales. Esto se conoce como
la regla de los equilibrios múltiples

4
3 Cociente de reacción (Q)
Puede ser que una reacción química no haya logrado el equilibrio en un
determinado instante, entonces se puede calcular el cociente de reacción (Q), en
lugar de la constante de equilibrio Kc , con los valores de las concentraciones de
las sustancias involucradas en ese instante.
a A + b B c C + d D
[C] [D]
[A] [B]
Qc = ----------------
c d
a b
Q < Kc
Q = Kc
Q > Kc
Sistema en equilibrio
Tiende a formar
productos (→)
Tiende a formar
reactante (←)

Un equilibrio es heterogéneo cuando no todas las especies que intervienen están en la misma fase. Son ejemplos de
equilibrios heterogéneos:
En estos equilibrios tendremos que tener en cuenta que en su constante no debemos introducir sólidos ni
líquidos (ya que no tiene sentido hablar de concentración de un sólido ni liquido puro no disperso en el medio.
4
3 Tipos de equilibrio
Equilibrio homogéneo
Equilibrio heterogéneo
Llamamos equilibrio
homogéneo a aquél
en el cual todas las
especies se
encuentran en la
misma fase.
Ecuación química: CO (g) + 3H2 (g) CH4(g) + H2O(g)
Un equilibrio es
heterogéneo
cuando no todas
las especies que
intervienen están
en la misma fase.
Ecuación química: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Kc = [CO2] Kp=PCO2
En estos equilibrios tendremos que tener en cuenta
que en su constante no debemos introducir sólidos
ni líquidos (ya que no tiene sentido hablar de
concentración de un sólido ni liquido puro no
disperso en el medio.
Kp= --------------
[CH4] [H2O] PCH4 PH2O
[CO] [H2] PCO PH2
Kc = ------------------
3
3

𝛼 =
𝑛𝑥
𝑛𝑜
𝑥 100
.
4
4 Grado de Reacción / disociación
También se le conoce como grado de
disociación. Es el cociente entre la cantidad
o concentración de una sustancia que se ha
disociado y la cantidad o concentración de
esa sustancia presente inicialmente.
Se puede expresar en porcentaje, si se
multiplica por 100.
A una presión total de 10 atm y 47 ºC, 10
moles de N2O4 está disociado en un 20% en.
Determine el valor de KP del sistema
reversibles:
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
⇌
Ecuación N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Inicio 𝑛𝑥 -
Cambio x 2x
Equilibrio Co - x 2x
⇌
Se tiene:
𝑛𝑥 = 10mol y x = 20/100 (10mol) = 2mol
Hallando presión parcial en el equilibrio :
PN2O4 = 8/12 (10atm) = 6,67 atm
PNO2 = 4/12 (10atm) = 3,33 atm
Hallando KP : PNO2
PN2O4
KP = -------- = 1,66
2
------ moles que reaccionan
------ moles iniciales
𝛼 =
𝑛𝑥
𝑛𝑜
𝑥 100
𝛼 =
𝑛𝑥
𝑛𝑜

4
6 Principio de Le Chatelier
El químico Francés Henry Louis Le
Chatelier (1888), enuncia lo que hoy
comúnmente se conoce como el
principio de Le Chatelier: Un sistema
en equilibrio, cuando está sujeto a
una perturbación (por cambios de
temperatura, presión o
concentración), el equilibrio es
perturbado, respondiendo de tal
manera que trata de minimizar dicha
perturbación y restableciéndose un
nuevo equilibrio.
Temperatura
concentración
Presión (volumen)
Le Chatelier
¿Qué factores
afectan el equilibrio
químico?

NO2 (g)  N2O4 (g)
4
Cambio de la Concentración
Si aumentamos la concentración de
reactivos: el sistema tiende a consumir
este exceso por lo que se desplazará
hacia la derecha (sentido directo).
Si disminuimos la concentración de
reactivos: el sistema tenderá a
producir más reactivo, es decir, se
desplazará la izquierda (sentido
inverso).
En el siguiente e equilibrio químico:
¿Qué pasa con el equilibrio si aumentamos la
concentración del reactante (N2O4 )?
N2O4 (g) NO2 (g)
El equilibrio se desplaza la derecha

NO2 (g)  N2O4 (g)
4
Cambio de la Concentración
Si aumentamos la concentración de
productos: el sistema tiende a consumirlos y
se desplazará hacia la izquierda (sentido
inverso).
Si disminuimos la concentración de
producto: al retirar producto el sistema
tenderá a producir más, desplazándose
hacia la derecha (sentido directo)
Este razonamiento se puede justificar
mediante el cociente de reacción:
En el siguiente e equilibrio químico:
concentración del producto (NO2 )?
N2O4 (g) NO2 (g)
El equilibrio se desplaza la izquierda.

Una manera sencilla de modificar la presión es disponer de un recipiente cerrado que disponga de un
émbolo móvil:
4
Cambio de la Presión
Si aumentamos la presión del sistema, éste se
desplazará en el sentido en el que la reacción
forme un menor número de moles (al disminuir
los moles presentes, la presión disminuirá y se
compensará el efecto de la perturbación)
Si por el contrario disminuimos la presión, el
sistema se desplazará en el sentido en el que se
formen más moles gaseosos (un mayor número
de moles provocará un aumento de la presión
que contrarresta la perturbación)
La presión interna de un recipiente cerrado que
contiene una mezcla gaseosa es proporcional al
número de moles gaseosos presentes. Según esto
En la síntesis del amoniaco según el proceso
Haber – Bosch:
2(g) 2(g) 3(g)
N 3H 2NH calor
 
presión?
‘
Al aumentar la presión,
el equilibrio se desplaza
a donde se tiene menor
número de moles, es
decir a la derecha.

Una manera sencilla de modificar la presión es disponer de un recipiente cerrado que disponga de un
émbolo móvil:
4
Cambio del volumen
Una disminución del volumen (compresión)
supone un aumento de la presión: el equilibrio
se desplaza hacia donde menos moles
gaseosos se produzcan.
Un aumento del volumen (expansión)
conlleva una disminución de la presión: el
equilibrio se desplaza hacia donde se
produzca un mayor número de moles
gaseosos
Evidentemente, la variación del volumen está
asociada a un cambio en la presión del sistema:
En la síntesis del amoniaco según el proceso
Haber – Bosch:
2(g) 2(g) 3(g)
N 3H 2NH calor
 
¿Qué pasa con el equilibrio si aumentamos el
volumen?
‘
Al aumentar el volumen,
el equilibrio se desplaza
a donde se tiene mayor
número de moles, es
decir a la izquierda.
‘

4
Cambio de la temperatura
Si aumentamos la temperatura del sistema, la
reacción tenderá a compensar este exceso
desplazando el equilibrio en el sentido en el que la
reacción consuma calor, es decir, en el sentido
endotérmico.
Si disminuimos la temperatura del sistema, la
reacción tenderá a producir calor para compensar
este efecto y se desplazará en el sentido
exotérmico.
Los cambios producidos en el equilibrio al variar la
temperatura están relacionados con la entalpía de la
reacción. Recordemos que si una reacción tiene una
entalpía negativa será exotérmica, si su entalpía es
positiva será endotérmica y si en un sentido desprende
calor en el sentido inverso lo absorbe. Entonces:
En el siguiente equilibrio químico
ENDOTERMICO:
N2O4 (g) + calor 2 NO2 (g)
El equilibrio se
desplaza la
izquierda, prevalece
la formación del
reactante N2O4
(Incoloro)
El equilibrio se
desplaza la
derecha, prevalece
la formación del
producto NO2
(pardo-rojizo)
DISMINUCIÓN DE
LA TEMPERATURA
AUMENTO DE LA
TEMPERATURA

Una manera sencilla de modificar la presión es disponer de un recipiente cerrado que disponga de un émbolo móvil:
4
CATALIZADOR
La presencia de catalizadores favorecerá la reacción al disminuir la energía de
activación de la misma. Esto significa que aumentará la velocidad de la reacción,
tanto en un sentido como en el contrario. Así pues, el uso de catalizadores no va a
afectar a la situación de equilibrio pero sí favorecerá que éste se alcance más
rápidamente.
Con catalizador
Sin catalizador

4
6 Resumiendo el Principio de Le Chatelier
Factores variación
¿A dónde se
desplaza el
Equilibrio Químico?
Keq
Presión
 P - mol
No cambia
 P + mol
Volumen
 V + mol
 V - mol
Concentración
Reactante
 [R] 
 [R] 
Producto
 [P] 
 [P] 
Temperatura
Endotérmica
H > 0
 T 
Cambia
 T 
Exotérmica
H < 0
 T 
 T 
Catalizador No altera el equilibrio químico

4
.
7 Referencias Bibliográficas
• BROWN, Theodore y LeMay, Eugene. (2014) Química: La Ciencia Central.
México, D.F. : Pearson Educación– Recurso en línea.
• CHANG, Raymond. Fundamentos de química 1a ed. México, D.F. :
McGraw-Hill Interamericana, 2011 – Recurso en línea.
• CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química / 7a ed. en
español México, D.F. : McGraw-Hill-Interamericana, 2013. – Recurso en
línea.
• PETRUCCI, Ralph H. HERRING, F. Geoffrey. Química general: Principios y
aplicaciones modernas 10a ed. Madrid : Pearson Educación, 2011 –
Recurso en línea.
• WHITTEN, Kennet; GAILEY, Kennet. (2015). Química General. México, D.F:
Mc Graw Hill. – Recurso en línea.

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