El documento describe el concepto de equilibrio químico en reacciones reversibles. Explica que en el equilibrio, las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales y las concentraciones de las especies no cambian con el tiempo. Define la constante de equilibrio y explica cómo depende de factores como la temperatura y la presión. También describe cómo el equilibrio es un estado dinámico en el que continúan produciéndose cambios en ambas direcciones a la misma velocidad.

1. EQUILIBRIO QUIMICO

2. Reacciones Reversibles
Equilibrio químico

3. • Propio de reacciones reversibles.
• La velocidad de reacción directa se iguala a
la velocidad de reacción inversa.
• Las concentraciones de cada especie NO
cambian en el tiempo.
• El avance de la reacción, está controlado
por una Constante de Equilibrio.
• Depende de la Temperatura.

4. • Todos los sistemas químicos reversibles
alcanzan en el tiempo la condición de
equilibrio
• El estado de equilibrio químico es de
naturaleza dinámica y no estática.

5. Equilibrio Químico: A ↔ B
A ↔ B

6. Vd = Kd [A] a [B] b
LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Si tenemos la siguiente reacción
La velocidad de la reacción hacia la derecha, será:

7. Mientras que la reacción inversa vale:
Vi = Ki [C] c [D] d
En las expresiones anteriores, Kd y Ki son las
constantes de velocidad específicas para ambas
reacciones, derecha e izquierda, respectivamente.
Como por definición ambas velocidades son
iguales en el equilibrio Vd = Vi por tanto:

8. Kd [A] a [B] b = Ki [C] c [D] d
Dejando las constantes en un solo miembro y
las concentraciones molares en el otro
miembro, nos queda:

9. De lo anterior se puede deducir que el sistema
evolucionará cinéticamente en uno u otro sentido, con el
fin de adaptarse a las condiciones energéticas más
favorables. Cuando éstas se consiguen diremos que se
ha alcanzado el equilibrio esto es, AG = 0.
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se
encuentra desplazado hacia la derecha si hay más
sustancias C y D presentes en el mismo que A y B, y se
encontrará desplazado hacia la izquierda cuando existan
mayores cantidades de A y B.

10. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
LEY DE ACCIÓN DE MASAS:
La Velocidad de una reacción reversible es
proporcional a una constante de Velocidad
específica multiplicada por la concentración molar
de cada especie elevada a su respectivo
coeficiente estequiométrico

11. EN LA CONDICIÓN DE EQUILIBRIO:
• La Velocidad de reacción permanece constante.
• La Velocidad de reacción directa se iguala a la
Velocidad de reacción reversa.
• Los Ordenes de reacción de cada especie se
aproximan a los coeficientes estequiométricos
que presentan en la ecuación.
• El cuociente entre las constantes de velocidad,
kd/kr se transforma en una nueva constante,
conocida como Constante de Equilibrio, Kc

13. La magnitud Kc mide el grado en que se produce
una reacción, así:
Cuando Kc > 1, indica que en el equilibrio la
mayoría de los reactantes se convierten en
productos.
Cuando Kc tiende al infinito, indica que en el
equilibrio prácticamente sólo existen productos.
Cuando Kc < 1, indica que cuando se establece el
equilibrio, la mayoría de los reactantes quedan sin
reaccionar, formándose sólo pequeñas cantidades
de productos

14. EJEMPLO:
Consideremos el siguiente equilibrio:
EQUILIBRIO: 0,34 M 0,17 M 0,06 M
Al sustituir los valores numéricos sin unidades en la expresión del
equilibrio nos queda:

16. COCIENTE DE REACCION.
La expresión de la ley de acción de masas para una
reacción general que no haya conseguido alcanzar el
equilibrio se escribe como:

17. Donde Q es el llamado cociente de reacción y las
concentraciones expresadas en él no tienen que ser,
de hecho no son, las concentraciones en el
equilibrio. Vemos que Q tiene la misma forma que Kc
cuando el sistema alcanza el equilibrio.
Este concepto de cociente de reacción es de gran
utilidad, pues puede compararse la magnitud Q con
la Kc para una reacción en las condiciones de presión
y temperatura a que tenga lugar, con el fin de prever
si la reacción se producirá hacia la derecha o hacia la
izquierda.

18. Así por ejemplo, si en cualquier momento Q<
K c, como el sistema tiende por naturaleza al
equilibrio, la reacción hacia la derecha se
producirá en mayor grado que hacia la
izquierda. Al contrario, cuando Q > K c, la
reacción que se producirá será la inversa, es
decir, de derecha a izquierda, hasta alcanzar
el equilibrio

19. Si:
Q < Kc Predomina la reacción hacia la derecha
hasta alcanzar el equilibrio.
Q = Kc El sistema está en equilibrio.
Q > Kc Predomina la reacción hacia la
izquierda, hasta llegar al equilibrio
En resumen:

20. EJEMPLO:

21. RESPUESTA:
Como la Kc = 1 x 10 –16, Q > Kc. El sistema por lo tanto
no está en equilibrio y para que se alcance el mismo,
es necesario de Q disminuya, lo que ocurrirá cuando
el denominador aumente y el numerador disminuya.
Esto implica que la reacción debe transcurrir de
derecha a izquierda, es decir, debe reaccionar el H2
con el F2 para formar más HF.

22. PROBLEMA
Para la reacción A + B C + D, el valor
de la Kc = 56 a una determinada temperatura. Si
inicialmente se colocan 1 mol de A y 2 moles de B en un
recipiente de 10 litros. ¿Cuál será la concentración de
todas las especies cuando se alcance el equilibrio?
RESPUESTA:
Las concentraciones al inicio serán:

23. Si aplicamos la ley de acción de masas al
cociente de reacción tendremos:

24. Por tanto como Q < Kc la reacción transcurrirá
hacia la derecha:
Siendo X los moles de la sustancia A que reaccionan con
X moles de la sustancia B, ya que el equilibrio se
produce por reacción de 1 mol de A con un mol de B,
con lo que se producirán X moles de C y X moles de D.

25. X 1 = 0,098 y X 2 = 0,207
Despreciamos la X2, pues si partimos de una concentración
0,1 M de A, no puede reaccionar una concentración mayor.

26. Así pues:
[A] = (0,1 – 0,098) = 0,002 M [B] = (0,2 – 0,098) 1,902 M
[C] = 0,098 M [D] = 0,098 M

27. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUIMICO
De lo anteriormente estudiado se puede
deducir:
•El estado de equilibrio se caracteriza porque
sus propiedades macroscópicas
(Concentración de soluto, presión de vapor,
masa de sólido sin disolver, etc.) no varían
con el tiempo.
•El estado de equilibrio no intercambia
materia con el entorno. Por ejemplo si la
descomposición del carbonato cálcico:

28. No se realizara en un recipiente cerrado nunca se
alcanzaría el equilibrio pues el dióxido de carbono
gaseoso se escaparía.
•El equilibrio es un estado dinámico en el que se
producen continuos cambios en ambos sentidos a la
misma velocidad, y por eso no varían sus
propiedades macroscópicas.

29. •La temperatura es la variable fundamental que
controla el equilibrio. Por ejemplo a 450 °C la
constante de equilibrio para la formación del HI es 57,
sea cual fuere la concentración de las especies
reaccionantes, y a 425 °C vale 54,5.
•La K c corresponde al equilibrio expresado de una
forma determinada, de manera que si se varía el
sentido del mismo, o su ajuste estequiométricos,
cambia también el valor de la nueva constante,
aunque el valor de ésta esté relacionado con la
anterior.

30. Kc y Kp

31. REACCIONES EN FASE GASEOSA
• En un recipiente cerrado, cada especie
puede cuantificarse por la concentración
molar y también por la Presión Parcial.
• La Keq puede escribirse en función de la
Concentración Molar o bien en función de
la Presión Parcial.
• Kc representará a la Keq escrita con
concentraciones molares
• Kp representará a la Keq escrita con
presiones parciales

32. Ejemplo:
)(2)( 242 gNOCalorgON 
 
 42
2
2
ON
NO
KcKeq 

33. ESCRITA CON CONCENTRACIONES MOLARES
 
 42
2
2
ON
NO
Kc 
ESCRITA CON PRESIONES PARCIALES
42
2
ON
2
NO
p
p
Kp 

34. Utilizando la ecuación de los gases ideales:
PV = nRT
Se tendrá:
RTxCPquetieneseequilibrioelen
,
V
n
Ccomoy
V
nRT
P
eqeq 


35.  
 42
2
2
ON
NO
Kc 
42
2
ON
2
NO
p
p
Kp   
  (RT)xON
(RT)xNO
Kp
42
22
2


36.  
  (RT)xON
(RT)xNO
Kp
42
22
2

)12(
)( 
 RTxKcKp

37. )(2)( 242 gNOCalorgON 
 
  )(
)(
42
22
2
RTxON
RTxNO
Kp 
)12(
)( 
 RTxKcKp
Donde:
(Coeficiente de los productos) – (Coeficientes de los reactantes) = ∆n

38. Constante de Equilibrio
a A(g) + b B(g) ↔ y P(g) + z Q(q)
   
   ba
zy
c
BA
QP
K 
   
   ba
zy
P
PP
PP
K
BA
QP

Kp = Kc x (RT)∆n

39. Equilibrio Homogéneo y Heterogéneo
Si todos los reactivos y productos están en una
sola fase, el equilibrio es homogéneo.
Si uno o más reactivos o productos están en una
fase diferente, el equilibrio es heterogéneo.

40. Criterios para representar la Keq
• Los líquidos y los sólidos puros no se incluyen en
la constante de equilibrio.
• Si una ecuación se invierte, el valor de la nueva
Keq, será el inverso del valor anterior.
• El valor de la Keq de toda ecuación que se
amplifique por un número, cambiará a la potencia
del número por el cual se amplificó.
• Si una reacción se realiza en etapas sucesivas, la
Keq de la reacción global corresponde a la
multiplicación de las Keq de todas las etapas.

41. Ejemplo:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
 
 
   
  )(2
)(2)(2
)(3
)(
COconstante
COconstanteCO
CaCO
CaO
gcc
gg
s
s
c
KK
K





42. ejemplo
(g)ON(g)NO2 422   
 
4,7172

2
42
c
*
NO
ON
K
(g)NO2(g)ON 242   
 
0,212
ON
NO
K
42
2
2
c 
0,212
4,717
1
K
1
K
c
c  

43. Ejemplo
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
 
   
0,5
HxN
NH
K 3
22
2
3
c 
Si multiplicamos por 2, se
tendrá:
(g)NH4(g)H6(g)N2 322 
 
   
 
   
0,25
HxN
NH
K 6
2
2
2
4
3
c (0,5)
HxN
NH 2
2
3
22
2
3








44. Principio de Le Chatelier
• Establece que si un sistema en equilibrio es
sometido a una perturbación o tensión, el
sistema reaccionará de tal manera que
disminuirá el efecto de la tensión.
• Hay 3 formas de alterar la composición en
el equilibrio de una mezcla de reacción en
estado gaseoso para mejorar el
rendimiento de un producto:

45. Composición
en equilibrio
de una
mezcla
Cambio de
concentración
de reactivos
o productos
Cambio de
presión
parcial
de reactivos
o productos
Cambio de
temperatura

46. Cambios en la Concentración;
Remoción de productos o adición de reactivos
“reactivos” “productos” Si se remueven los
productos (como quitar
agua del lado derecho del
tubo) La reacción se
desplazará hacia la
derecha hasta que se
reestablezca el equilibrio.

47. “reactivos” “productos”
Si se agrega más reactivos
(como agregar agua en el
lado izquierdo del tubo) la
reacción se desplazará hacia
la derecha hasta que se
reestablezca el equilibrio.

48. Ejemplo:
CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g)
¿Qué sucederá si se elimina el vapor de agua en la
reacción anterior?
   
   2
24
HxCO
OHxCH
Keq 
Q < Keq; el equilibrio se desplaza hacia la derecha

49. Efecto del cambio de temperatura
• La temperatura afecta de modo diferente si
la reacción es exotérmica o endotérmica.
• La velocidad de reacción normalmente se
incrementa al aumentar la temperatura.
• Se alcanza más rápidamente el equilibrio.
• Cambia el valor de la constante de
equilibrio, Keq.

50. (g)NO2Calor(g)ON 242 
Aumenta T

51. Co(H2O)6
2+ + 4 Cl1- ↔ CoCl4
2- + 6 H2O
• Efecto del cambio de temperatura sobre el equilibrio
químico.

52. Co(H2O)6
2+ + 4 Cl1- ↔ CoCl4
2- + 6 H2O
[Co(H2O)6]2+ + 4 Cl1-  [CoCl4]2- + 6 H2O

54. Efecto del cambio de presión
• Los cambios de presión pueden afectar los
sistemas gaseosos homogéneos en equilibrio.
• Los cambios de presión no afectan sistemas
homogéneos sólidos o líquidos, pero afectan los
sistemas heterogéneos en los que interviene uno
o más gases.
• Los cambios que se producen en la presión
interna no afectan el equilibrio.

55. • Un aumento en la presión externa hace
evolucionar al sistema en la dirección del menor
número de moles de gas. Una disminución lo hace
reaccionar hacia donde existen mayor cantidad.
• Un aumento en la presión del siguiente sistema:
CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g)
obliga a que el sistema se desplace hacia la
derecha, hay cuatro moles a la izquierda y solo
dos a la derecha.

57. (g)H3(g)N(g)NH2 223 
¿Qué esperaría en este caso?

58. • Ciertamente la reacción se favorece hacia
reactante.
• La formación de Amoniaco es un proceso
industrial que se realiza a alta presión
• Se conoce como proceso Haber
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)