datos específicos de física

1. CURSO: FISICO QUIMICA
EQUILIBRIO QUIMICO

2. EQUILIBRIO QUIMICO
Sabemos que la Físico Química tiene como propósito predecir y controlar un fenómeno y comprende
el estudio de las relaciones entre materia y energía.
Se sabe que son pocas las reacciones que solo se llevan a cabo en una dirección la mayor parte son
reversibles.
Entonces podemos decir el equilibrio es un estado en el cual no existen cambios observables a lo
largo del tiempo en el equilibrio permanecen constantes las concentraciones de los reactivos y
productos en una reacción.
Al inicio una reacción reversible esta se desplaza hacia la formación de productos tan pronto como se
forman algunas moléculas de productos comienza a efectuarse el proceso inverso la formación de
moléculas de reactivos a partir de las moléculas de productos.
Entonces cuando se igualan las velocidades de la reacción directa e inversa se establece un estado de
Equilibrio Químico y ya no cambian las concentraciones de reactivos y productos con el paso del
tiempo.

3. Conclusion:
- El equilibrio químico es un Proceso Dinámico.
- El equilibrio entre 2 fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico.
- En el equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y productos.
Ley del Equilibrio Químico: Su aplicación aumentar la producción de una sustancia deseada
y/o disminuir la formación de una sustancia indeseable.
aA + bB ↔ cC + dD K = 𝐶
𝑐
𝐷
𝑑
𝐴
𝑎
𝐵
𝑏
V1 = V2 Equilibrio
Ley de Acción de Masas
V2
V1

4. También podemos decir que la velocidad de una reacción es proporcional a las masas activas de las
sustancias reaccionantes.
Masa activa. Se refiere a las concentraciones ósea moles por unidad de volumen. Esta Ley relaciona
las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio en términos de una cantidad llamada
Constante de Equilibrio y el origen de la constante de equilibrio es la Termodinámica (cinética
Química).
El valor de la K (Magnitud) depende de la naturaleza de la reacción y de la temperatura.
Conclusión
- El conocimiento K nos describe la cantidad de reactivos y productos que se forman en el equilibrio
y por lo tanto el rendimiento de la reacción.
- Su correcta aplicación nos indica que procedimiento es necesario para aumentar la producción de
una sustancia deseada o lo que debería hacerse para disminuir la formación de una sustancia
indeseable.
- La K es la clave para resolver gran variedad de problemas estequiometricos que se aplican a
sistemas en equilibrio.
- Las concentraciones de reactivos y productos se pueden expresar en varios tipos de unidades y
como las especies que intervienen no siempre están en la misma fase puede haber mas de un
modo de expresar las constantes de equilibrio para la misma reacción.

5. Casos para analizar si se favorece la formación de reactivos o de productos
- La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable
a los productos o a los reactivos.
Caso 1
Si K es mucho mayor que 1 es decir K>>1 el equilibrio el equilibrio se desplazara hacia la
derecha y favorecerá a los productos I->D
Caso 2
Si la K es mucho menor que 1 es decir K<<1 el equilibrio se desplazara a la izquierda y
favorecerá a los reactivos D->I
Caso 3
Si K no es muy grande ni muy pequeña en comparación con 1 entonces las cantidades de
reactivos y productos presentes en el equilibrio serán del mismo orden de magnitud.
Formas de expresar las constantes de equilibrio

6. Equilibrios Homogéneos: Se aplica a reacciones en que todas las especies reaccionantes
están en la misma fase.
Ejm: N2O4(g) <-> 2NO2(g)
Kc = 𝑁𝑂2
2
[𝑁2
𝑂4
]
Kc Indica que todas especies reaccionantes se expresan moles/lt de igual forma las
concentraciones de reactivos y productos en reacciones en fase gaseosa se pueden
expresar en términos de sus presiones parciales (atm).
Kp = 𝑃2
𝑁𝑂2
𝑃𝑁2
𝑂4
En general Kc no es igual a Kp por que las presiones parciales de reactivos y productos no
son iguales a sus concentraciones expresadas en moles/lt. Entonces Podemos efectuar una
relación entre Kp y Kc (en equilibrio en fase gaseosa) aA<->bB

7. Kc = 𝐵 𝑏
𝐴 𝑎
PA,PB = Presiones parciales
[A],[B] = concentraciones
PV = nRt
PAV = nART PB V= nBRT
PA = 𝑛𝐴
𝑅𝑇
𝑉
PB = 𝑛𝐵
𝑅𝑇
𝑉
Kp =
𝑛𝐵
𝑅𝑇
𝑉
𝑏
𝑛𝐴
𝑅𝑇
𝑉
𝑎
=
𝑛𝐵
𝑉
𝑏
𝑛𝐴
𝑉
𝑏
.(RT) b-a
Vemos
𝑛𝐵
𝑉
𝑦
𝑛𝐴
𝑉
tienen unidades mol/lt y sustituimos por [A] y [B] entonces
Kc = 𝐵 𝑏
𝐴
𝑎 Kp = 𝐵 𝑏
𝐴
𝑎 (RT) ∆n
∆n = b-a
∆n = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos
Kp = 𝑃
𝑏
𝐵
𝑃
𝑎
𝐴

8. Modelo Kp = Kc (RT) ∆n
Kp = Kc (0.0821T) ∆n
Entonces Kp ≠ Kc excepto en el caso especial en el que ∆n=0
Caso de Estudio
1.- Formule expresiones para Kc y Kp según el caso
a.- HF(ac) + H2O(l) <-> H3O+
(ac) + F-
(ac)
Como no hay gases no se aplica Kp y solo tiene K'c
K'c = [H3O+][F−]
HF [H2O]
Nota: K no tiene unidades por que cada termino de concentración (M) o de Presión (atm) en realidad
es una relación con un valor patrón que es 1 (M) o 1 atm.
K = actividades (termodinámica) en vez de concentraciones

9. b.- 2H2S(g) + 3 O2(g) <-> 2H2O(g) + 2SO2(g)
Kc =
H2O 2
SO2
2
H2S 2
O2
3
Kp =
P2
H2O P2
SO2
P2
H2S P3
O2
c.- CH3 COOH(ac) +C2H5OH(ac) <-> CH3 COO C2H5(ac) + H2O(l)
K'c = [CH3 COOC2H5][H2O]
CH3 COOH [C2H5OH]
Kc = [CH3 COOC2H5]
CH3 COOH [C2H5OH]
Nota: Como el agua que se produce en la reacción se puede despreciar en comparación con
el agua presente como disolvente la concentración de agua no cambia.
d.- Tenemos el sgte equilibrio a 230°C
2NO(g) + O2(g) <-> 2NO2(g)
En una experiencia las contracciones en equilibrio de las sustancias reaccionantes son
¿Calcule la Kc a esa temp?

10. [NO] = 0.0542 M
[O2] = 0.127 M
[NO2] = 15.5 M
Kc =
NO2
2
NO 2
O2
=
(15.5)2
0.0542 2
(0.127)
Kc = 6.44 x 105
Casos de Estudio
1.- En un experimento a 827°C las presiones parciales en el equilibriode SO2(g) , O2(g) y SO3(g)
en atm son 0.722, 0.361 y 0.278 respectivamente para el equilibrio
2SO3(g) <-> 2SO2(g) + 02(g) ∆n=1
¿Calcule Kp y Kc

11. Kp =
P2
SO2
PO2
P2
SO3
=
(0.722)2 (0.361)
(0.278)2 = 2.435
Kp = 2.435
Kp = Kc (0.0821 . T) ∆n
Kc = 0.027
Nota: K>1 Descansa en los productos I-D Kc [MOL/lt]
K<1 Descansa en los reactivos D-I Kp (1 atm)
2.- La constante de equilibrio Kp para la reacción
Pcl5(g) <-> Pcl3(g) + cl2(g)
Es de 1.05 a 250°C . Si las presiones parciales de Pcl5 y Pcl3 en el equilibrio son
respectivamente a 0.875 atm y 0.463 atm. ¿Cuál es la presión parcial del cl2
Rpta = P cl2 = 1.98 atm
Observación : Kp y Kc se pueden obtener estos valores para una misma reacción
dependiendo de que las concentraciones se expresan en mol/litro o en 1 atm.

12. Equilibrios Heterogéneos
Cuando las especies reaccionantes están en diferente fase.
CaCO3(s) <-> CaO(s) + CO2(g)
K'c = [CaO][CO2]
CaCO3
Se sabe que tanto el CO3 Ca y el CaO son solidos puros sus concentraciones (actividades)
no cambian a medida que avanza la reacción en consecuencia la concentración molar de un
solido puro o un liquido puro es una constante a una temperatura dada no depende de la
cantidad de sustancia presente (Propiedad intensiva).
Ejm: La concentración molar del Cu a 20°C es la misma si se cuenta con 1 gr o 1 tonelada de
metal.
CaCO3
CaO
K'c = Kc = [CO2]
<-> Kc = [CO2] Kp = PCO2

13. Observación: Kc es la nueva constante i se expresa en términos de una sola concentración
y Kc no depende de cuanto CaCO3 o de CaO hay. Siempre que existan ambos en el
equilibrio.
Conclusión: Así un sólido o un líquido puro sea reactivo o producto en una reacción se
puede considerar su concentración como constante.
En este caso la magnitud de la constante de equilibrio es igual a la presión del gas CO2 una
magnitud es fácil de medir.
Caso de Estudio
1.- El metanol CH3OH se elabora Industrialmente mediante la reacción
CO(g) + 2H2(g) <-> CH3OH(g)
Su Kc es 10.5 a 220°C ¿Cuál es el valor de Kp a esta temp
Kp = Kc (0.0821 . T) ∆n
Kp = 10.5 (0.0821 . 493) -2
Kp = 0.00641

14. 2.- Formule las expresiones para la constante de equilibrio Kc y Kp
a.- (NH4)2 Se(s) <-> 2NH3(g) + H2Se(g)
K'c = [NH3]
3[H2Se]
(NH4)2Se
<-> Kc = [NH3]2[H2Se]
Kp = P2
NH3 . PH2Se
b.- Ag cl2(s)<−> Ag+
(ac) + cl-
(ac)
Kc = [Ag+ ][cl-] Kp = No hay gas
c.- P4(s) + 6cl2(g) <−> 4Pcl3(l)
Kc = 1
𝑐𝑙2
6 Kp = 1
𝑃
6
𝑐𝑙2
3.- Considere el siguiente equilibrio
CaCO3(s) <-> CaO(s) + CO2(g) a 800°C
La presión del CO2 es 0.236 atm ¿Calcule Kp y Kc ?
Kp = PCO2
= 0.236 atm Kp = Kc (0.0821T) ∆n ∆n=1
0.236 = Kc (0.0821 x 1073)
Kc = 0.00268

15. PREDICCION DE LA DIRECCION DE UNA REACCION
CASOS DE ESTUDIO
1.- Tenemos la sgte reacción
H2(g) + I2(g) <-> 2HI(g) a 430°C
Si su Kc = 54.3 suponiendo que en un determinado experimento se colocan 0.243 moles de H2, 0.146
moles de I2 y 1.98 moles de HI en un recipiente a 430°C ¿Habrá una reacción neta en la que se forme
mas I2 y H2 o mas HI? Al insertar las concentraciones iniciales en la expresión de la constante de
equilibrio
Kc = 𝐻𝐼
2
𝐻2
[𝐼2
]
Kc = 54.3
Qc =
𝐻𝐼 2
0
𝐻2 0
𝐼2 0
=
(1.98)2
0.243 0.146
=111
Qc = 111
Kc = constante de equilibrio
Qc = cociente de reacción

16. Vemos Qc > Kc nos indica que este sistema no esta en equilibrio. En consecuencia algo de HI
reaccionara para formar mas H2 y I2 el cual disminuye su cociente.
Por lo tanto la reacción neta se lleva a cabo de D -> I para alcanzar el equilibrio. (Para determinar la
reacción neta se compara Kc y Qc )
Casos: Para determinar la dirección de la reacción neta para llegar al equilibrio.
- Caso 1
Cuando Qc > Kc La relación de las concentraciones iniciales de los productos entre los reactivos es
demasiado grande. Para alcanzar el equilibrio los productos se deben convertir en reactivos. El
sistema avanzara de D->I consumiendo productos y formando reactivos para alcanzar el equilibrio.
- Caso 2
Qc = Kc el sistema esta en equilibrio
⁻ Caso 3
Cuando Qc < Kc La relación de las concentraciones iniciales de los productos entre los reactivos es
demasiado pequeña. Para alcanzar el equilibrio algo de reactivos se deben convertir en productos
entonces la reacción neta es I->D consumiendo reactivos y formando productos para alcanzar el
equilibrio.

17. 2.- Al principio de una reacción hay 0.249 mol de N2, 3.21x10-2 mol de H2 y 6.42x10-4 mol de
NH3 en un reactor de 3.5 lts a 200°C si la constante de equilibrio Kc para la reacción
N2(g) + 3H2(g) <-> 2NH3(g) es 0.65 a esta temperatura
¿Dígase si esta ecuación esta en equilibrio . Si no lo esta predígase hacia que dirección se
desplazara la reacción?
1ero Primero hallamos las concentraciones iniciales de las especies reaccionantes luego el
Qc
[N2] 0 =
0.249 𝑚𝑜𝑙
3.5 𝑙𝑡𝑠
= 0.0711 M
[H2] 0 =
3.21𝑋10−2𝑚𝑜𝑙
3.5 𝑙𝑡𝑠
= 9.17𝑋10-3 M
[NH3] 0 =
6.42𝑋10−4
3.5 𝑙𝑡𝑠
= 1.83𝑋10-4 M

18. Qc =
NH3
2
N2 H2
3 =
1.83𝑋10−4 2
0.0711 9.17𝑋10−3 3 = 0.611
Qc = 0.611
Como Qc < Kc el sistema no esta en equilibrio. El resultado neto será un aumento en la
concentración de NH3 y una disminución de las concentraciones de N2 y H2 <-> Reacción
Neta I->D para alcanzar el equilibrio.
3.- La constante de equilibrio Kc para la formación de cloruro de nitrosilo, un compuesto de
color amarillo naranja, a partir de oxido nítrico y cloro molecular.
2NO(g) + cl2(g) <-> 2NOcl(g)
Tiene un valor de 6.5𝑋104 a 35°C. En un experimento se mezclan 2.0𝑋10-2 moles de NO,
8.3x10-3 moles de cl2 y 6.8 moles de NOcl en un matraz de 2L. ¿En que dirección el sistema
alcanzara el equilibrio?

19. Producto de Solubilidad
Considere una disolución saturada de cloruro de plata que esta en contacto con el cloruro de plata
solido.
Agcl(s) <->Ag+
(ac) + cl-
(ac) (equilibrio heterogéneo)
Kc = [Ag+][cl-]
Kps
= [Ag+][cl-]
Kps
= Producto de solubilidad
Producto de Solubilidad: Es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes,
cada una elevada a la potencia de su coeficiente estequiometrico en la ecuación de equilibrio.
MgF2(s) <-> Mg2+
(ac) + 2F-
(ac)
Ag2CO3(s) <-> 2Ag+
(ac) + CO2-
3(ac)
Kps
= [Mg2+][F-] 2
Kps
= [Ag+] 2[CO2-
3]
Sales solubles tienen valores de Kps
muy grandes. Kps
indica la solubilidad de un compuesto iónico es
decir cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto en agua.
Conclusión: El producto de solubilidad expresa el equilibrio entre un solido y sus iones en disolución.
La solubilidad se puede encontrar a partir de Kps
y viceversa.
TABLAS