Presentación de tema 6

1. TEMA 6.-TEMA 6.-
EQUILIBRIO QUÍMICO

2. 1. REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES
Una reacción es IRREVERSIBLE cuando transcurre hasta que alguno de los
reactivos se consume completamente. Se producen en una única dirección. Se
representan con una flecha ( ).
Ejemplo:
Ca(OH)2
(s) + 2 HCl (aq) CaCl2
(aq) + 2 H2
O (l)
Una reacción es REVERSIBLE cuando transcurre sin que ninguno de los
reactivos se consuma completamente. La conversión de reactivos en productos
no es total. Las ecuaciones se representan con una doble flecha ( ).
Ejemplo:
H2
+ I2
2 HI

3. 2. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
● El equilibrio químico es DINÁMICO. Cuando se alcanza el equilibrio, la
reacción no se para; lo que ocurre es que la conversión de reactivos en
productos (vd
) se produce a la misma velocidad que la de los productos en
reactivos (vi
).
● El equilibrio es REVERSIBLE. Se puede alcanzar un mismo estado de
equilibrio partiendo de los reactivos o de los productos.

4. 3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
El sistema 2 NO2
N2
O4
a 25 ºC:
CONCENTRACIONES
INICIALES (M)
CONCENTRACIONES EN
EL EQUILIBRIO (M)
RELACIÓN DE
CONCENTRACIONES EN
EL EQUILIBRIO
[NO2
] [N2
O4
] [NO2
] [N2
O4
]
[NO2
]
[N2
O4
]
[NO2
]2
[N2
O4
]
0,000 0,670 0,0547 0,643 0,0851 4,65·10-3
0,0500 0,446 0,0457 0,448 0,102 4,66·10-3
0,0300 0,500 0,0475 0,491 0,0967 4,60·10-3
0,0400 0,600 0,0523 0,594 0,0880 4,60·10-3
0,200 0,000 0,0204 0,0898 0,227 4,63·10-3

5. 3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
El sistema 2 NO2
N2
O4
a 25 ºC:
CONCENTRACIONES
INICIALES (M)
CONCENTRACIONES EN
EL EQUILIBRIO (M)
RELACIÓN DE
CONCENTRACIONES EN
EL EQUILIBRIO
[NO2
] [N2
O4
] [NO2
] [N2
O4
]
[NO2
]
[N2
O4
]
[NO2
]2
[N2
O4
]
0,000 0,670 0,0547 0,643 0,0851 4,65·10-3
0,0500 0,446 0,0457 0,448 0,102 4,66·10-3
0,0300 0,500 0,0475 0,491 0,0967 4,60·10-3
0,0400 0,600 0,0523 0,594 0,0880 4,60·10-3
0,200 0,000 0,0204 0,0898 0,227 4,63·10-3
PRÁCTICAMENTE
CONSTANTE

6. 3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
El sistema 2 NO2
N2
O4
a 25 ºC:
K es una constante para la reacción en equilibrio:
N2
O4
(g) 2 NO2
(g) a 25 ºC
El exponente 2 de [NO2
] y el exponente 1 del [N2
O4
] coinciden con
los coeficientes de la ecuación química.
K = = 4,63·10-3
[NO2
]2
[N2
O4
]

7. LEY DE ACCIÓN DE MASAS
Para una reacción reversible a una temperatura dada:
Siendo a, b, c y d los coeficientes estequiométricos de las sustancias A, B, C y
D.
K es la constante de equilibrio y [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones de
estas sustancias en el equilibrio.
K no tiene unidades.
aA + bB cC + dD
K =
[C]c
· [D]d
[A]a
· [B]b

8. LEY DE ACCIÓN DE MASAS
Aunque las concentraciones pueden variar, K para una reacción dada
permanece constante siempre que la reacción esté en equilibrio y la
temperatura no cambie.
La expresión
de K
El valor
de K
Depende de la estequiometría.
No depende del mecanismo de reacción.
Depende de la temperatura.
No depende de las condiciones iniciales de concentración.

9. EJEMPLO
CO (g) + 2 H2
(g) CH3
OH (g)
Condiciones
T = 483 K
V = 10 L
CONCENTRACIONES
INICIALES (M)
CONCENTRACIONES EN
EL EQUILIBRIO (M)
[CO] [H2
] [CH3
OH] [CO]eq
[H2
]eq
[CH3
OH]eq
EXP. 1 0,1 0,1 0 0,0911 0,0822 0,0892 14,5
EXP. 2 0 0 0,1 0,0753 0,151 0,0247 14,5
EXP. 3 0,1 0,1 0,1 0,138 0,176 0,0620 14,5
[CH3
OH]
[H2
]2
· [CO]

10. EJEMPLO
CO (g) + 2 H2
(g) CH3
OH (g)
A temperatura constante, el valor de K es independiente de la forma en que se
alcanzó el equilibrio.
La composición del sistema en el equilibrio depende de la composición de
partida y cumple la condición:
KC
= = 14,5
[CH3
OH]
[H2
]2
· [CO]

11. CONCLUSIÓN
Se parta de reactivos puros, productos puros o de una mezcla de ambos, el
sistema siempre tenderá hacia una mezcla de reactivos y productos cuya
composición estará de acuerdo con la constante de equilibrio de la reacción a
la temperatura del experimento.

12. SIGNIFICADO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
La magnitud de la constante de equilibrio indica en qué extensión los reactivos
se convierten en productos.
● K >>1: El equilibrio está desplaza hacia los productos.
● K ≈ 1: Las cantidades de reactivos y de productos serán del mismo orden de
magnitud en el equilibrio.
● K << 1: El equilibrio está desplazado hacia los reactivos.

13. FORMAS DE EXPRESAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Para emplear constantes de equilibrio es necesario expresarlas en términos
de concentraciones de reactivos y productos.
Las concentraciones se pueden expresar en distintas unidades, por lo que hay
más de un modo de expresar la constante de equilibrio de la misma reacción.
aA + bB cC + dD
El subíndice de KC
indica que las concentraciones en el equilibrio de las
sustancias que intervienen en la reacción se expresar en molaridad (mol/L).
Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución.
Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y no
se incluyen en la constante de equilibrio.
KC
=
[C]c
· [D]d
[A]a
· [B]b
KC

14. FORMAS DE EXPRESAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)
En las reacciones en que intervienen gases es más fácil medir presiones
parciales que concentraciones.
Las concentraciones en reacciones de gases se pueden expresar en términos
de sus presiones parciales.
Las presiones parciales en el equilibrio se expresan en atm.
KP
=
PC
c
· PD
d
PA
a
· PB
b
KP

15. RELACIÓN ENTRE KC
Y KP
p · V = n · R · T c = =
En el equilibrio:
n
V
p
R · T
KC
= = = · (R · T)[-(c + d) + (a + b)]
= · (R · T)-Dn
[C]c
· [D]d
[A]a
· [B]b
pC
R · T
pD
R · T
·
·
C D
pA
R · T
A
pB
R · T
B
pc
c
·pD
d
pA
a
·pB
b
pc
c
·pD
d
pA
a
·pB
b
KP
= KC
· (R · T)Dn
KC
= KP
· (R · T)-Dn
En general, KC
≠ KP
, excepto en el caso especial en el que Dn = 0.

16. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO Y HETEROGÉNEO
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO:
Los reactivos y productos están en
la misma fase.
CO (g) + 2 H2
(g) CH3
OH (g)
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO:
Los reactivos y productos están en fases
diferentes.
C (s) + H2
O (g) CO (g) + H2
(g)
Los sólidos y los líquidos puros no
deben incluirse en la expresión de la
constante de equilibrio.
A temperatura constante, la
concentración molar de un sólido o de
un líquido puro es constante y no
depende de la cantidad de sustancia
presente.

17. 4. EVOLUCIÓN HACIA EL EQUILIBRIO
COCIENTE DE REACCIÓN
Para una reacción química:
aA + bB cC + dD
● La expresión de Q coincide con la de K.
● El valor de Q es diferente al de K.
● El valor de Q es variable en el tiempo mientras que el de K permanece
constante.
Q =
[C]c
· [D]d
[A]a
· [B]b
no equilibrio
El sistema evolucionará para
alcanzar el equilibrio, de modo que
Q adquiera el valor de K.
El valor de Q permite predecir en
qué sentido evolucionará la
reacción para alcanzar el
equilibrio.

18. 4. EVOLUCIÓN HACIA EL EQUILIBRIO
COCIENTE DE REACCIÓN
Si Q < K: R P
El sistema evolucionará hacia la formación de productos.
Si Q = K: R P
Sistema en equilibrio, no hay cambio neto.
Si Q > K: R P
El sistema evolucionará hacia la formación de reactivos.

19. EJEMPLO
COCl2
(g) CO (g) + Cl2
(g), KC
(100 ºC) = 2,2·10-10
MEZCLA A B C
[CO]0 1,0·10-3
M 3,31·10-6
M 4,50·10-7
M
[Cl2
]0 1,0·10-3
M 3,31·10-6
M 5,73·10-6
M
[COCl2
]0 2,19·10-1
M 5,00·10-2
M 8,57·10-2
M
Q =
[CO] · [Cl2
]
[COCl2
]
QA
= 4,6·10-6
QB
= 2,2·10-10
QC
= 3,0·10-11
QA
> K QB
= K QC
< K
R P En equilibrio R P

20. 5. CÁLCULOS EN EL EQUILIBRIO
1) Se escribe el proceso ajustado para la estequiometría apropiada a la
constante.
2) Se establece la cantidad inicial (moles o concentración) de cada una de las
sustancias presentes.
Se evalúa Q.
3) Se analiza el sentido en que evoluciona el sistema.
Con la estequiometría de la reacción.
4) Se determinan las cantidades que reaccionan (aparecen o desaparecen) de
cada sustancia.
Con la constante de equilibrio.
5) Se hallan las cantidades de cada sustancia en el estado de equilibrio.

21. EJEMPLO 1
El equilibrio se establece según la reacción:
N2
O4
(g) 2 NO2
(g)
Las cantidades que hay de los dos gases en un recipiente de 3 L son 7,64 g de N2
O4
y 1,56 g de NO2
. ¿Cuál es el valor de KC
para esta reacción?

22. EJEMPLO 1
N2
O4
(g) 2 NO2
(g) , KC
=
[NO2
]2
[N2
O4
]
Las concentraciones en el equilibrio de N2
O4
y NO2
:
Calculamos KC
sustituyendo en su expresión los valores de las concentraciones
de las sustancias en el equilibrio:
[NO2
]2
[N2
O4
]
KC
= = = 4,61·10-3
(0,0113)2
0,0277
[N2
O4
] = = 0,0277 M
[NO2
] = = 0,013 M
7,64 g ·
1 mol N2
O4
1 mol NO2
1,56 g ·
46,01 g
12,01 g
3 L
3 L

23. EJEMPLO 2
En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2
(g) y 12 moles
de H2
(g):
a) Escribir la reacción de equilibrio.
b) Si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3
(g), determina las
concentraciones de N2
y H2
en el equilibrio y la constante KC
.

24. EJEMPLO 2
N2
(g) + 3 H2
(g) 2 NH3
(g)
t = 0: 4 12 -
teq
: 4 – x 12 – 3x 2x
x = 0,46 mol: 3,54 10,62 0,92 mol
[ ]eq
(M): 0,354 1,062 0,092
[NH3
]2
[N2
] · [H2
]3
KC
= = = 1,996·10-2
0,0922
0,354 · (1,062)2

25. EJEMPLO 3
Se deja que una muestra de 0,0240 mol de N2
O4
(g) alcance el equilibrio con NO2
(g)
en un matraz de 0,372 L a 25 ºC. Calcula la cantidad de N2
O4
y NO2
en el equilibrio.
N2
O4
(g) 2 NO2
(g), KC
(25 ºC) = 4,61·10-3

26. EJEMPLO 3
N2
O4
(g) 2 NO2
(g)
t = 0: 0,0240 -
teq
: 0,024 – x 2x
[ ]eq
(M): 0,024 - x 2x
[NO2
]2
[N2
O4
]
KC
= = x = 3,00·10-3
0,372 0,372
0,372
0,372
2x
2
0,024 - x
n (N2
O4
)eq
= 0,0240 – 3,00·10-3
= 0,0210 mol
n (NO2
)eq
= 2 · 3,00·10-3
= 6,00·10-3
mol

27. GRADO DE DISOCIACIÓN
En reacciones con un único reactivo que se disocia en dos o más sustancias:
El grado de disociación (a) es la “fracción de un mol que se disocia (tanto
por 1) al alcanzar el equilibrio”.
No tiene unidades.
a =
cantidad de sustancia que reacciona
cantidad de sustancia inicial

28. EJEMPLO 4
En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5
(g) y 1 mol de PCl3
(g) y se
establece el siguiente equilibrio:
PCl5
(g) PCl3
(g) + Cl2
(g), KC
(250 ºC) = 0,042
a) ¿Cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?
b) ¿Cuál es el grado de disociación?

29. EJEMPLO 4
PCl5
(g) PCl3
(g) + Cl2
(g)
t = 0: 2 1 -
teq
: 2 – x 1 + x x
[ ]eq
(M): 2 - x 1+ x x
[PCl3
]·[Cl2
]
[PCl5
]
KC
= = = 0,042 x = 0,28 moles
5 5
5
5
1+ x
2 - x
5
5
x
[PCl5
] = 0,342 M; [PCl3
] = 0,256 M; [Cl2
] = 0,056 M
a = = 0,14
0,28 mol
2 mol

30. EJEMPLO 5
A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3 (g) está disociado en un 95,7% según la
reacción:
2 NH3
(g) N2
(g) + 3 H2
(g)
Calcula KC
y KP
a dicha temperatura.

31. EJEMPLO 5
2 NH3
(g) N2
(g) + 3 H2
(g)
t = 0: n - -
teq
: n – 2x x 3x
teq
: n · (1 - a) n·a 3·n·a
a = 0,957: 0,043n 0,4785n 1,4355n
si a = x =
2x
n
n · a
2
En el equilibrio:
nTOTAL
= 0,043·n + 0,4785·n + 1,4355·n = 1,957·n

32. EJEMPLO 5
La presión parcial depende de la fracción molar:
p (NH3
) = · pT
= · 10 = 0,22 atm
p (N2
) = · pT
= · 10 = 2,445 atm
p (H2
) = · pT
= · 10 = 7,335 atm
n (NH3
) 0,043·n
nT
nT
nT
n (N2
)
n (H2
)
1,957·n
1,957·n
1,957·n
0,4785·n
1,4355·n
KP
= = = 1,99·104
P (N2
) · P3
(H2
)
P2
(NH3
)
2,445 · 7,3353
0,222
KC
= KP
· (R · T)-2
= 1,99·104
· (0,082 · 723)-2
= 5,66

33. EJEMPLO 6
A 1024 ºC, la KP
del sistema:
4 CuO (s) 2Cu2
O (s) + O2
(g)
vale 0,49. En un recipiente de 2 L en el que se ha hecho el vacío, se añaden 2 mol de
CuO (s). Calcula:
a) La concentración del gas oxígeno cuando se alcanza el equilibrio.
b) Los gramos de CuO que quedan en el estado de equilibrio.

34. EJEMPLO 6
4 CuO (s) 2 Cu2
O (s) + O2
(g)
t = 0: 2 mol - -
teq
: 2 – 4x 2x x
KP
= P (O2
) = 0,49 atm
P (O2
) = = [O2
]·R·T [O2
] = = = 0,0046 M
n(Cu2
O) = 2 - 4·x = 1,96 mol
x = 0,046 mol · 2 L = 0,092 mol
m(CuO)eq
= 1,969 mol · 79,5 g = 156,1 g
n(O2
)·R·T
V
P(O2
)
R·T
0,49
0,082·1297
L
1 mol

35. EJEMPLO 7
El NH4
HS (s) utilizado en el revelado de fotografías, es inestable y se descompone a
temperatura ambiente:
NH4
HS (s) NH3
(g) + H2
S (g), KP
(25 ºC) = 0,108
Se introduce una muestra en un recipiente a 25 ºC, en el que se ha hecho el vacío.
¿Cuál es la presión total del gas en el equilibrio?
KP
= P(NH3
) · P(H2
S) = P(NH3
) · P(NH3
) = [P(NH3
)]2
= 0,108 P(NH3
) = P(H2
S) = 0,329 atm
P(NH3
) = P(H2
S)
PT
= P(NH3
) + P(H2
S) = 0,658 atm

36. 6. FACTORES QUE ALTERAN EL EQUILIBRIO
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
Si un sistema químico en equilibrio se somete a una perturbación que lo
modifica, el sistema evolucionará hacia un nuevo estado de equilibrio
contrarrestando el efecto de la perturbación.
El equilibrio químico se altera cuando hay cambios en:
● Concentración de reactivos o productos (especies gaseosas o en
disolución). El valor de K no se modifica.
● Presión o volumen. El valor de K no se modifica.
● Temperatura. Se modifica el valor de K.

37. CAMBIO EN LA CONCENTRACIÓN DE REACTIVOS Y/O PRODUCTOS
El sistema tiende a alcanzar un nuevo estado de equilibrio:
● Si a un sistema en equilibrio SE LE AGREGA un reactivo o producto en
exceso, el sistema evoluciona de manera de CONSUMIR dicho exceso.
● Si a un sistema en equilibrio SE LE EXTRAE un reactivo o producto, el
sistema evoluciona de manera de PRODUCIR esa especie y compensar
ese defecto.
Se perturba el equilibrio cuando:
a) Se adiciona producto: El equilibrio se desplaza hacia la izquierda, para
consumir parte del reactivo (Q > K).
b) Se adiciona reactivo: El equilibrio se desplaza hacia la derecha, para
consumir parte del producto (Q < K).
KC
=
[C]c
· [D]d
[A]a
· [B]b
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g),

38. MODIFICACIÓN DE LA PRESIÓN POR CAMBIO DE VOLUMEN A
TEMPERATURA CONSTANTE
Estos cambios únicamente son significativos en las concentraciones de
gases.
El sistema tiende a alcanzar un nuevo estado de equilibrio:
● Si el volumen disminuye, aumento de la presión, el sistema evoluciona
disminuyendo el número de moles gaseosos.
● Si el volumen aumenta, disminución de la presión, el sistema evoluciona
disminuyendo el número de moles gaseosos.
●
Si Dn = 0, la variación de presión (volumen) no afecta la posición del
equilibrio.
A temperatura constante, la presión total a la que se lleva a cabo una
reacción no modifica el valor de la constante de equilibrio, KC
o KP
, pero sí
cambia, en general, las concentraciones de las sustancias en el equilibrio. Si
varía el volumen, varía la presión y viceversa.

39. CAMBIOS EN LA TEMPERATURA
Afectan la posición del equilibrio y el valor de K.
Los efectos de la temperatura sobre una reacción depende de si es
endotérmica o exotérmica.
Si la reacción es endotérmica, DH > 0:
Un aumento de la temperatura desplazará la reacción hacia la derecha ( K).
Una disminución de la temperatura desplazará la reacción hacia la izquierda
( K).
A+ B + Q C + D

40. CAMBIOS EN LA TEMPERATURA
Si la reacción es exotérmica, DH < 0:
Un aumento de la temperatura desplazará la reacción hacia la izquierda ( K).
Una disminución de la temperatura desplazará la reacción hacia la derecha
( K).
A+ B C + D + Q

41. ADICIÓN DE UN CATALIZADOR
El catalizador modifica el mecanismo de reacción, disminuyendo la energía
de activación del proceso químico.
Disminuye el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio.
No afecta a la composición de la mezcla en el equilibrio, por lo tanto, no
afecta a la constante K.
El catalizador disminuye la energía de activación de la reacción directa y de
la reacción inversa en la misma magnitud. El catalizador no modifica la K y
tampoco desplaza la posición del equilibrio.

42. 7. FACTORES QUE NO ALTERAN EL EQUILIBRIO
ADICIÓN DE UN REACTIVO/PRODUCTO SÓLIDO O LÍQUIDO
CaCO3
(s) CaO (s) + CO2
(g)
La sustracción de un reactivo/producto sólido o líquido puro, siempre que
quede algo en el sistema.
ADICIÓN DE UN GAS INERTE
Aumenta la presión total del sistema. La presión permanece constante y, por
tanto, no hay desplazamiento del equilibrio.