El documento trata sobre el concepto de equilibrio químico, incluyendo sus características macroscópicas e interpretación microscópica, la expresión de la constante de equilibrio y la relación entre las constantes de equilibrio Kc y Kp. También explica cómo factores como la temperatura y la presión afectan el estado de equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier, así como los equilibrios heterogéneos y sus aplicaciones analíticas y en procesos industriales y de la vida cotidiana.

1. Equilibrio químico
1.Concepto de equilibrio químico. Características
macroscópicas e interpretación microscópica.
2.Cociente de reacción y constante de equilibrio.
Formas de expresar la constante de equilibrio: Kc y
Kp; relación entre ambas.
3.Factores que modifican el estado de equilibrio:
Principio de Le Chatelier.
4.Equilibrios heterogéneos. Las reacciones de
precipitación como equilibrios heterogéneos.
Aplicaciones analíticas de las reacciones de
precipitación.
5.Aplicaciones del equilibrio químico a la vida
cotidiana y a procesos industriales
© Patricio Gómez Lesarri

2. Objetivos
1. Caracterizar los sistemas físicos y químicos en equilibrio
2. Deducir la expresión de la constante Kc de una reacción
homogénea
3. Deduzca el grado de conversión de reactivos en productos a
partir del valor de la constante de equilibrio
4. Aplicar el principio de le Chatelier para predecir el efecto
sobre un sistema en equilibrio
5. Indicar el efecto que produce un catalizador sobre un sistema
en equilibrio
6. Aplicar los conceptos de cinética y equilibrio a procesos
industriales

3. 1. Concepto de equilibrio químico
α A + β B ↔ γC + δD
α
vd = K. [ A ] . [ B ]
γ
β
vi = K. [ C ] . [ D ]
δ
γ
vd = v
δ
α
β
[ C ] . [ D]
[ A] . [ B]
= cte.
Equilibrio químico
Concentraciones estacionarias

4. 1. Características del equilibrio
•Todo sistema químico cerrado
evoluciona hasta el equilibrio
•Mismo equilibrio químico
•Equilibrio dinámico
vd = vi
•Estado de equilibrio depende de la
espontaneidad del proceso y de la
temperatura
•La reacción nunca es completa

5. 2. Presiones parciales. Ley de Dalton
Presión parcial
pA =
nA .RT
= [ A ] .RT
V
p=
nRT
V
pA n A
=
= xA
p
n
Ley de Dalton
pA = x A . p

6. 2. Constantes de equilibrio
γ
δ
[ C ] . [ D]
Kc =
α
β
A] . [ B]
[
γ
C
α
A
δ
D
β
B
p .p
Kp =
p .p

7. 2. Relación entre constantes de equilibrio
Las constantes están
relacionadas a través de la
temperatura
pA =
nA .RT
= [ A ] .RT
V
γ
δ
γ
δ
pC. pD [ C ] . [ D ] ( RT ) . ( RT )
Kp = α β =
.
α
β
pA . pB [ A ] . [ B ] ( RT ) α . ( RT ) β
γ
δ
K p = K c . ( RT )
∆n

8. 2. Reacciones de disociación
 Reacciones de disociación
 Grado de disociación
nd
α=
no
aA ↔ bB + cC
αno
co.(1-α)
b.αno cαno
b.αco c.αco

9. 3. Principio de le Chatelier
 “Si sobre un sistema en equilibrio
químico se ejerce una acción
externa, la reacción se deslaza en el
sentido en el que se contrarreste la
acción realizada”
∆T < 0 ⇒ ∆H < 0
∆T > 0 ⇒ ∆H > 0
∆p > 0 ⇒ ∆n < 0
∆p < 0 ⇒ ∆n > 0

10. 4. Equilibrios heterogéneos
 Equilibrios heterogéneos y
homogéneos
 Equilibrio de solubilización
 Solubilidad
 Producto de solubilidad
α
K ps = [ A ] . [ B ]
β
 Relación entre solubilidad y
producto de solubilidad

11. 5. Aplicaciones del equilibrio
 Reactores químicos e industria
 Solubilidad de precipitados
 Cambios de estado
 Rendimiento de reacciones
químicas