Un sistema químico alcanza el equilibrio cuando las concentraciones de los reactivos y productos se mantienen constantes. El equilibrio químico es dinámico y reversible, y la constante de equilibrio depende solo de la temperatura. Si el sistema experimenta cambios en la concentración, presión, volumen o temperatura, evolucionará para alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

1. 1

2. 1. Conceptode equilibrio químico.
2. Leyde acciónde masas. KCyK P.
3. Característicasde la constantede equilibrio.
4. Equilibriohomogéneoyheterogéneo.
5. Relaciónentre KcyKp
6. Equilibriohomogéneo.Gradode disociación. Estudio
cuantitativo.
7. Equilibrioen varias etapas.
8. Evoluciónhacia el equilibrio. Cocientede reacción.
9. Modificacionesdel equilibrio. Principiode LeChatelier.
Concentraciónen reactivos yproductos.
Cambiosde presiónytemperatura.
Principiode Le Chatelier.
2

3. EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Lavariaciónde energía que
tienen lugaren una reacción
química, nospermite predecir
siunprocesoesono
espontáneo.
2. Lasconsideraciones
cinéticas,sabemoscómo
influir en la velocidadde una
reacción.
1. Lasconcentracionesde
todaslas sustancias
presentesen él.
2. Lascondiciones
favorecen el
desplazamiento hacia
unlado uotrodel
equilibrio.
3

4. Una reacción química ha alcanzado el equilibrio cuando las
concentraciones de todoslosreactivosyproductos permanecen
constantes, a una cierta temperatura. El sistema debe ser
cerrado, en el estado de equilibrio hay una cierta cantidad de
cada unode losreactivos yde losproductos(ΔG= 0)
El equilibrio químico es reversible. Se puede alcanzar un mismo
estado de equilibrio partiendo de los reactivos o de los
productos. Por eso, el equilibrio se representa con una doble
flecha.
El equilibrio químico es dinámico, cuando se alcanza la
reacción no se para. Las velocidades de las reacciones directa
e inversasoniguales al alcanzar el estado de equilibrio.
EQUILIBRIO QUÍMICO
4

5. 2NO2(g) N2O4(g)
V directa
V indirecta
EQUILIBRIO QUÍMICO
Velocidad
Vd = Vi
[NO2]
5
[N2O4]

6. Equilibriohomogéneose aplica a las reacciones en las que todas las
especies reaccionantes se encuentran en la misma fase.
EQUILIBRIO QUÍMICO
b
a
Equilibrioheterogéneose aplica a las reacciones en las
que alguna de las especies reaccionantes se encuentra
en una fase diferente.
6

7. Leyde acciónde masas: Guldbergy
Waageestablecieron que, cuando
unsistema alcanza el estado de
equilibrio,el cociente entre la
concentraciónde losproductosde
la reacción yla concentración de los
reactivos, elevado cada unoa su
coeficienteestequiométrico,tenía
unvalorconstante, a una
temperatura determinada
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
QUÍMICO Y LAM
A + 2 B n AB2
vd= kd [A][B]2
vr = kr [AB2]
Vd = Vr
kd[A][B]2 = kr[AB2]
c
7
r
K =
kd
=
k
AB2 
AB2

8. A B
P n
P m
P x
P y
   C D

A n
B m
K p
C x
D y
K c
KCYKP
n A + mB ↔ xC + yD
En términos de la concentración
8
En términos de la presión parcial
Por tanto Kc y Kp no son iguales

9. Enel equilibrio
homogéneotodoslos
componentesestán
en una misma fase.
1
K
;
2 2
2
p
2
2
2 4
CO2
CO3Ba
p
NO2
c
P
K
BaCO3 
1
CO .BaO CO .1 CO
P2
PNO
NO
NO 

PCO2
.1
 P

PCO2
PBaO
 
Kc 
BaCO3(s)  BaO(s)  CO2(g )
2 4
K 
2NO2( g ) N2O4( g )
EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS Y
HETEROGÉNEOS
Enel equilibrio
Heterogéneolos
componentesestán
en másde una fase
9

10. EVOLUCIÓN HACIA EL EQUILIBRIO
si K  Kc el sistema está en equilibrio
si K Kc la reacción evolucionará de derecha a izquierda para
buscar el equilibrio.
si K Kc la reacción se producirá de izquierda aderecha en la
búsqueda del equilibrio.
Elcociente de reacción K o Q: Esla relación existente entre las
concentraciones de los productos ylas reactivos, elevadas ambas a
sus respectivos coeficientes estequiométricos.
nA  mB  xC  yD
si conocemos lasconcentracionespara una determinada reacción
y el valor de laconstantede equilibrioKc , reemplazamos las
concentraciones en la exprecion :
Cx
Dy
K 
An
Bm
10

11. Q versus K
Q = 0
Condiciones iniciales
Solo
reactivos
A la
izquierda
del
equilibrio
equilibrio A la
derecha del
equilibrio
Solo
productos
Q < K Q = K Q > K Q = 
PROBLEMA 4 11

12. Escaracterística de cada equilibrio, depende de los
coeficientes estequiométricos de la ecuación.
Varíaconla temperatura.
Esindependientede las cantidades inicialesde reactivos y
productos.
Kc>> 1 Lareacción está desplazada hacia losproductos.
Kc<< 1 Lareacción está desplazada hacia losreactivos.
CARACTERÍSTICAS DE LA
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
12

13. H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) Kc = 50
1/2H2(g) + 1/2 I2(g) ↔ HI(g) K’c =(Kc)1/2
2HI(g) ↔ H2(g) + I2(g) Kc
’’ = (Kc)-1
RELACIÓN ENTRE KYLA ECUACIÓN
AJUSTADA
13

14. EQUILIBRIOS EN VARIASETAPAS
Hayprocesosque pueden tener lugarde forma
encadenada, sise dan las circunstancias idóneas
A: N2 (g) + O2 (g) ↔ 2 NO (g) KA = 4,3 . 10 -25
B: 2 NO(g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g) KB = 6,4 . 10 9
A+B: N2 (g) + 2O2 (g) ↔ 2 NO2 (g)
𝐍𝐎 𝟐
KA = 𝐍𝟐
.[𝐎 𝟐]
B
K =
𝐍𝐎𝟐
𝟐
𝐍𝐎 𝟐
.[𝐎𝟐]
KA+B = =
𝐍𝐎𝟐
𝟐
𝐍𝐎 𝟐
𝐍𝟐 .𝐎𝟐
𝟐
𝐍𝟐 .[𝐎𝟐]
.
𝐍𝐎𝟐
𝟐
𝑵𝑶 𝟐
.[𝐎𝟐] A
14
= K . KB

15. c
A B
p
i
A B
Cx
(RT )x
Dy
(RT )y
A n
(RT )n
[B]m
(RT )m
Pn
Pm
Px
Py
K
V
Pn
Pm
Px
Py
K
Cx
Dy
A n
Bm
 K (RT)( x y )  ( n m)
C D

P 
n
RT  [c ]RT
PV  nRT de donde :
p C D
Kc 
nA  mB  xC  yD
n
Kp  Kc (RT)
si n  0  Kp  Kc
n
si n 0  Kp  Kc (RT)
n
si n 0  Kp  Kc (RT)
RELACIÓN ENTRE KCYKP
15

16. Se trata de determinar la composiciónde unsistema en el estado de equilibrio, para ello
conocemosla composicióninicial, loque reacciona yla composición en el equilibrio:
Haydosplanteamientos típicos:
El cálculo de la constante de equilibrio, conociendo la proporción de sustancia que reacciona.
Teniendo las cantidades de todas las sustancias que intervienen en un proceso, determinar el
modoen que va a evolucionar el sistema yla composicióndel estado de equilibrio.
EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS.
ESTUDIO CUANTITATIVO
Sustancias
2 AB A2+ B2
Moles
Iniciales ni - -
Reaccionan -2x +x +x
Enel
equilibri
o
ni – 2x +x +x
Molaridad
En el
equilibrio
ni – 2x
V
+x
V
+x
V
nTotal
Problema 1 Problema 2 16

17. EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS.
ESTUDIO CUANTITATIVO
Elgrado de disociación α de
una sustancia esla razón entre
la variación que experimenta el
númerode molesde la
sustancia yel númerode
moles iniciales.
α = 𝒎𝒐𝒍𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏𝒂𝒏
𝒎𝒐𝒍 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
Sesuele expresar en tanto por
ciento.
0 < α < 1
Para el cálculode Kp
PTotal . V= nTotal .R.T
P Total = Pi
Presiónparcial (Pi)
Pi. V= ni.R.T
Pi= Xi. PTotal
Problema 3 17
Problema 4

18. ALTERACIÓN DEL ESTADO DE
EQUILIBRIO
Siunsistema se encuentra
en equilibrio(Q= Kc)yse
produceuna alteración en
el sistema:
Varía la temperatura.
Varía la presiónoel
volumendel recipiente.
Seañade oretira algún
productooreactivo del
sistema.
El sistema dejará de
estar en ese estado y
evolucionará en un
sentido u otro hasta
alcanzar un nuevo estado
de equilibrio. En el
nuevo estado, la
composición es diferente
18

19. La constante de equilibrio depende de la temperatura.
CAMBIO DE LA TEMPERATURA
Al calentar el
sistema,
disminuirá la
cantidad de
producto
19
Enlos procesos exotérmicos, la Ke
disminuye al aumentar la
temperatura
Al calentar el
sistema,
aumentará la
cantidad de
producto
Enlos procesos endotérmicos, la Ke
aumenta al aumentar la temperatura

20. SiΔHº> 0 (endotérmica): T↑ se desplazará
a la derecha (productos)
SiΔHº< 0 (exotérmica): T↑ se desplazará
a la izquierda (reactivos)
Unsistema en equilibrio se puede analizar comodosprocesosque
se producende forma reversible, endotérmico en unsentido y
exotérmicoen el contrario.Alaumentar la temperatura de un
sistema en equilibrio este se desplazará en el sentido del proceso
endotérmico
CAMBIO DE LA TEMPERATURA
20

21. La presión que ejercen los gases es debida al choque de sus
partículas contra las paredes del recipiente; en iguales
condiciones de temperatura, cuanto mayor sea el número de
partículas mayorserá la presióndel sistema.
Si se aumenta la presión en un sistema que está en
equilibrio, este evolucionará en el sentido en que disminuya
el número de partículas gaseosas; Si disminuye la presión, el
sistema evolucionará en el sentido en que aumente el
númerode partículas gaseosas.
Si disminuye el volumen del sistema, este evolucionará en el
sentido en que disminuya el número de partículas en estado
gaseosos,yviceversa.
CAMBIO EN LA PRESIÓN O EN EL
VOLUMEN
21

22. Si en el equilibrio no hay variación del número de
moles gaseosos ∆n = 0, el equilibrio no se ve
afectado porloscambios de presión
Los cambios de presión no afectan a sólidos o
líquidos ya que son prácticamente
incompresibles, estén presentes en sistemas
homogéneosoen lossistemas heterogéneos.
Los cambios que se producen en la presión
interna noafectan el equilibrio.
CAMBIO EN LA PRESIÓN O EN EL
VOLUMEN
22

23. Cuando a un sistema en equilibrio experimenta un
cambio en la concentración de alguna de las sustancias
que lo integran, evoluciona oponiéndose a la causa que
provocó esa alteración
Siagregoproductos:Q> Kc⟶
se desplazará a la
izquierda
Siagregoreactivos:Q< Kc⟶
se desplazará a la
derecha
[reac]
;
[reac]
[prod]
eq
eq
c
K  Q 
[prod]
CAMBIO EN LA CONCENTRACIÓN DE
ALGUNA DE LASSUSTANCIAS
23

24. Los catalizadores influyen en la velocidad de
reacción.
Si se agrega un catalizador a un sistema en
equilibrio este puede modificar la velocidad
directa e inversa, pero no modifica la posición del
equilibrio (no modifica
los funciones
termodinámicas)
valores de
las ni
tampoco la
constante de equilibrio
INFLUENCIA DE LOSCATALIZADORES
EN EL ESTADO DE EQUILIBRIO
24

25. ADICIÓN DE UN GASINERTE (a T y Vctes)
Noaltera el equilibrio [reac] nreac /V
[prod]

nprod /V
ADICIÓN DE UN REACTIVO/PRODUCTO
SÓLIDO O LÍQUIDO
Noaltera el equilibrio
25

26. “Cuando un sistema en equilibrio
experimenta una transformación,
dicho sistema evoluciona para
alcanzar un nuevo equilibrio en el
sentido en que se oponga ala
transformación”
Henri Louis Le Châtelier
(1850-1936)
ENUNCIADO DEL PRINCIPIO DE LE
CHATELIER
26

27. tiempo
KC ≈ 100
concentración
tiempo
KC > 105
concentración
KC < 10-2
concentración
tiempo
SIGNIFICADO DEL VALOR DE KC
27

28. 2
2 4
c
[NO ]2
a) K
[N O ]
2
[NOCl]2
b)Kc

[NO]2
[Cl ]
c) Kc  [CO2 ]
d) Kc  [CO2 ][H2O]
Ejemplo: Escribir las expresiones de Kc para los siguientes
equilibrios químicos:
a) N2O4(g) = 2 NO2(g)
b) 2 NO (g) + Cl2 (g) = 2 NOCl (g)
c) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)
d) 2 NaHCO3 (s) = Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g)
28

29. Ejercicio 19: En un recipiente de 5 litros se introducen 1 mol de dióxido
de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso y se calienta a 1000 ºC,
estableciéndose el siguiente equilibrio:
2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g)
Una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0,15 moles de dióxido de
azufre. Se pide:
a) Composición de la mezcla en el equilibrio
b) El valor de Kc y Kp
Sustancias 2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g)
Moles
Iniciales 1 1 -
Reaccionan -2x -1x +2x
Enel equilibrio 1 – 2x 1 -x +2x
Molaridad Enel equilibrio
1−2𝑥
5
1− 𝑥
5
2𝑥
5
c
K =
𝑺𝑶𝟑
𝟐
𝑺𝑶𝟐
𝟐
.𝑶𝟐
nso2 = 0,15 =1-2x
X= 0,425 mol
a) nSO2 =1 – 2x = 1 – 2.0,425 = 0,15mol
nO2 = 1 – x = 1 – 0,425 = 0,575 mol
n SO3 = 2x= 2. 0,425 = 0,85 mol
29

30. Ejercicio 19: En un recipiente de 5 litros se introducen 1 mol de dióxido
de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso y se calienta a 1000 ºC,
estableciéndose el siguiente equilibrio:
2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g)
Una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0,15 moles de dióxido de
azufre. Se pide:
b) El valor de Kc y Kp
Kp= Kc (RT) Δn Δn= sumade moles gaseososproducto – suma de moles gaseosos reactivo
Kp= Kc(RT) Δn
Δn= 2 – (2+1) =-1
Kp= 279,2 (0,082 . 1273) -1 =2,67
Las constantes de equilibrio son Kc igual a 279,2 y Kp igual a
2,67
c
K =
𝑆𝑂3
2
𝑆𝑂2
2
.𝑂2
=
0,85/5 2
0,15
5
2
.(0,575/5)
= 279,2
30

31. Ejercicio 6: En un reactor de 2.5 litros se introducen 72 gramos de
SO3. Cuando se alcanza el equilibrio: SO3 (g) ↔ SO2 (g) + ½ O2 (g),
y a 200 ºC, se observa que la presión total del recipiente es de 18
atm. Calcula Kc y Kp para el equilibrio anterior a 200 ºC.
nTotal = 0,9 –x +x +1/2 x
nTotal = 0,9 +1/2 x
c
K =
/
𝑺𝑶𝟐 .𝑶𝟐
𝟏 𝟐
[𝑺𝑶𝟑]
x= 0,52 mol
P Total . V = n Total .R.T
18. 2,5 = (0,9+1/2x).0,082.(200+273)
(sustituyendo)
Sustancias SO3(g) ↔ SO2(g) + ½ O2(g)
Moles
Iniciales 72/80 - -
Reaccionan -1x +1x +1/2x
Enel equilibrio 0.9 – x +x +1/2x
Molaridad Enel equilibrio
0.9−𝑥
2.5
0,152
𝑥
2.5
0,208
1𝑥
2
2.5
0,104
31

32. c
K =
𝑺𝑶 . 𝑶
/
𝟏 𝟐
𝟐 𝟐
𝑺𝑶𝟑
=
/
𝟎,𝟐𝟎𝟖 .𝟎,𝟏𝟎𝟒 𝟏 𝟐
𝟎,𝟏𝟓𝟐
= 0,44
Ejercicio 6: En un reactor de 2.5 litros se introducen 72 gramos de
SO3. Cuando se alcanza el equilibrio: SO3 (g) ↔ SO2 (g) + ½ O2 (g),
y a 200 ºC, se observa que la presión total del recipiente es de 18
atm. Calcula Kc y Kp para el equilibrio anterior a 200 ºC.
Kp= Kc (RT)Δn Δn= suma de molesgaseososproducto– suma de molesgaseosos reactivo
Kp= Kc(RT) Δn
Δn= 1 + ½ -1= 1/2
Kp= 0,44(0,082 . 473) ½ = 2,7
Las constantes de equilibrio son Kc igual a 0,44 y Kp
igual a 2,7
32

33. Ejemplo:Enunmatraz de 5 litrosse introducen2 molesde PCl5(g)y1 molde de
PCl3(g)yse establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g)↔ PCl3(g)+ Cl2(g)
Sabiendoque Kc(250 ºC)= 0,042
a) ¿cuálessonlas concentracionesde cada sustanciaen el equilibrio?
b) ¿cuáles el gradode disociación?
Sustancias PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
Moles
Iniciales 2 1 -
Reaccionan - x +1x +1x
Enel equilibrio 2 – x 1+ x x
Molaridad Enel equilibrio
2 −𝑥
5
1+ 𝑥
5
𝑥
5
c
K =
𝑷𝑪𝒍𝟑 .𝑪𝒍𝟐
[𝑷𝑪𝒍𝟓]
33

34. c
a) K =
𝑷𝑪𝒍𝟑 .𝑪𝒍𝟐
[𝑷𝑪𝒍𝟓]
𝟏+𝒙 .𝒙
[𝟐−𝒙/ 𝟓]
= 𝟐𝟓
= 0,042
[PCl5] = (2 – x)/5 = 0,344 mol/L
[PCl3] = (1 + x)5 = 0,256 mol/L
[Cl2] = x/5 = 0,056mol
𝟐 𝟐
𝐛) 𝜶 = 𝒙
= 𝟎,𝟐𝟖
= 0,14 14%
Ejemplo:Enunmatraz de 5 litrosse introducen2 molesde PCl5(g)y1 molde de
PCl3(g)yse establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g)↔ PCl3(g)+ Cl2(g)
Sabiendoque Kc(250 ºC)= 0,042
a) ¿cuálessonlas concentracionesde cada sustanciaen el equilibrio?
b) ¿cuáles el gradode disociación?
x = 0,28 mol
34

35. Ejemplo22: Enunrecipiente cerrado yvacío de 5 litrosseintroducen5.08 gde iodo.
Seeleva la temperatura a 900oC ysealcanza el equilibrio:
l2(g) ↔ 2 l (g)
Elvalor de Kcpara este equilibrioes de 5.2 x10-4. Calcula
a) Elvalor de Kppara el equilibrioa esa temperatura
b) Cuálesel gradode disociacióndel iodo
c) Lapresiónparcial del iodosin disociar
a) Calcular Kp:
Kp= Kc (RT)Δn Δn= suma de molesgaseososproducto– suma de molesgaseosos reactivo
Kp= Kc(RT) Δn
Δn= 2 -1 = 1
Kp= 0,00052 (0,082 . 1173) 1 =0,05
35

36. Sustancias l2(g) ↔ 2 l(g)
Moles
Iniciales 0.02 -
Reaccionan - x +2x
Enel equilibrio 0.02 – x 2x
Molaridad Enel equilibrio
0.02−𝑥
5
2𝑥
5
𝟓.𝟎𝟖
𝟐𝟓𝟒
Mol I2 = = 0.02 mol de I2
b) Calcular los moles iniciales:
36

37. c) PIodo . V = nIodo.R.T
PIodo. 5 = (0.02 - X).0,082.(900+273) = 0.321 atm
c
K =
[𝑰𝟐]
𝑰𝟐
=
𝟐𝒙 𝟐
𝟐𝟓
[𝟎.𝟎𝟐−𝒙/ 𝟓]
=
𝟐𝟎𝑿𝟐
𝟐𝟓 .(𝟎.𝟎𝟐−𝑿)
= 0,00052
𝜶 =
𝒙
𝟎.𝟎𝟐 𝟎.𝟎𝟐
= 𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟑
= 0,164 16.4%
X = 0,0033 mol
37

38. a) Qc=
𝑺𝑶𝟐 .𝑵𝑶𝟐
𝑺𝑶𝟑 . 𝑵𝑶 0,8 2
= 0,42 = 4 (El volumen del numerador yel denominador se simplifican)
Como Qc> Kc el sistema no se encuentra enequilibrio
yla reacción se desplazará hacia la izquierda.
Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción:
SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g)
Es igual a 3 a una temperatura determinada.
a) Justifica por qué no está en equilibrio, a la misma temperatura, una
mezcla formada por 0,4 mol de SO2, 0,4 mol de NO2, 0,8 mol de SO3 y 0,8
molde NO (en un recipiente de un litro).
b) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de
alcanzar el equilibrio.
38

39. Sustancias SO2(g) + NO2(g) ↔ SO3(g) + NO(g)
Moles
Iniciales 0,4 0,4 0,8 0,8
Reaccionan +x +x -x -x
Enel equilibrio 0.4 + x 0,4+x 0,8 -x 0,8 -x
Molaridad Enel equilibrio
0.4+𝑥
1
0,4+ 𝑥
1
0,8− 𝑥
1
0,8− 𝑥
1
Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción:
SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g)
Es igual a 3 a una temperatura determinada.
a) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de
alcanzar el equilibrio.
c
a) K =
𝑺𝑶𝟑 .𝑵 𝑶
𝑺𝑶𝟐 . 𝑵𝑶𝟐 0,4+𝑥 2
= 0,8−𝑥 2
= 4
39
(El volumen del numerador y el denominador sesimplifican)

40. c
K =
𝑺𝑶𝟑 .𝑵𝑶
𝑺𝑶𝟐 .𝑵𝑶𝟐 0,4+𝑥 2
= 0,8−𝑥2
= 4
𝟎,𝟖 −𝒙 𝟐
𝟎,𝟒+𝒙 𝟐 = 4 Resolviendo se obtiene que:
x= 0,04 moles
Equil: SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3(g) +
Mol eq: 0,4+0,04 0,4+0,04 0,8–0,04
NO(g)
0,8–0,04
n(SO3) = n (NO) = 0,76 mol
n(SO2) = n(NO2) = 0,44 mol
Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción:
SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g)
Es igual a 3 a una temperatura determinada.
a) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de
alcanzar el equilibrio.
40

41. Ejemplo: El proceso de obtención industrial del amoniaco es
un ejemplo de cómo se puede manejar las condiciones de
una reacción para obtener el máximo rendimiento:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ΔH = -92.2 kJ
Se trata de un proceso exotérmico. Trabajar a bajas temperaturas desplaza
el equilibrio hacia la formación del producto. Pero si la temperatura es muy
baja, el proceso se vuelve demasiado lento y deja de ser rentable. Una
temperatura de 400 ºC optimiza el efecto de la composición del equilibrio y de
la velocidad del proceso.
Las presiones altas favorecen la formación de producto, ya que desplazan el
equilibrio en el sentido en que se reduzca el número de partículas
El coste de ambos reactivos es similar y, por eso, se trabaja en proporciones
estequiométricas. Si uno de los reactivos fuese considerablemente más caro
que el otro, se trabajaría con un exceso del más barato, lo que desplazaría el
proceso hacia la formación de más producto.
Un catalizador aumenta la velocidad de la reacción, con lo cual se
incrementa también la rentabilidad económica del proceso
41

42. EQUILIBRIO DE MOLÉCULAS (H2 + I2 ↔ 2 HI)
Concentraciones
(mol/l)
Equilibrio
químico
[HI]
[I2]
[H2]
Tiempo (s)
42