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1. EQUILIBRIO QUÍMICO

2. CONTENIDOS
 Concepto de equilibrio químico
 Características del equilibrio
 Constante de equilibrio
 Tipos de equilibrio
 Principio de Le Chatelier
Prof: Antonio Huamán. N

3. ¿ QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?
 Es una reacción que nunca llega a completarse,
pues se produce en ambos sentidos ( los reactantes
forman productos, y a su vez, éstos forman de
nuevo los reactantes)
 Cuando las concentraciones de cada una de las
sustancias que intervienen (reactantes y productos)
permanecen constante con el paso del tiempo se
llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

4. EJEMPLO: SEA LA REACCIÓN: H2 + I2 ⇌ 2HI
 A medida que pasa el tiempo,
el H2 y el I2 reaccionan hasta
formar HI según VD , por ser
una reacción reversible el HI
se transforma a H2 y I2 según
VI.
 Cuando VD = VI se dice que el
sistema alcanza el equilibrio,
por lo tanto las propiedades
macroscópicas como la
temperatura, concentración,
densidad, presión, etc.
permanecen constante.

5. VARIACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN CON EL TIEMPO
Equilibrio químico
Concentraciones(mol/l)
Tiempo (s)
[HI]
[I2]
[H2]

6. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
 A nivel macroscópico, el equilibrio es estático, debido a
que las propiedades (presión, temperatura, calor de
reacción, etc.) permanecen inalterables.
 A nivel molecular, el equilibrio es dinámico, debido a que
la velocidad directa (VD) e inversa (VI ) son iguales.
 El equilibrio es espontaneo, es decir se da en un tiempo
finito sin la influencia de factores externos.
 El equilibrio conserva sus propiedades y la naturaleza de
las sustancias en cualquier sentido

7. La constante de equilibrio es la relación que se establece
entre las concentraciones de reactivos y productos cuando
se alcanza el estado de equilibrio.
Deducimos su expresión:
Sea la siguiente reacción reversible
a A(g) + b B(g) ⇌ c C(g) + d D(g)
Si tiene lugar mediante un mecanismo de un solo paso
VD= KD[A]a[B]b y VI= KI[C]c[D]d
En el equilibrio: VD= VI
igualando se tiene : [ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
c a b
C D
K
A B



CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)

8. Ejemplo: Escribir las expresiones de KC para los siguientes
equilibrios químicos:
 H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g)
 N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
2
2 2
[ ]
[ ] [ ]
c
HI
K
H I


2
3
2
2 2
[ ]
[ ] [ ]
C
SO
K
SO O



2
2
2 4
[ ]
[ ]
c
NO
K
N O

9. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP)
En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo
medir presiones parciales que concentraciones, en este
caso la constante de equilibrio la designaremos por Kp.
Para el siguiente sistema general en fase gaseosa
a A(g) + b B(g) ⇌ c C(g) + d D(g)
se define: c d
C D
P a d
A D
p p
K
p p




10. RELACIÓN ENTRE KP Y KC
Para la reacción: a A(g) + b B(g) ⇌ c C(g) + d D(g)
por lo tanto:
donde: ∆n= (c+d) – (a+b)
R= 0,082 atm.L / mol.K
T= temperatura absoluta (K)

   
  
   
  
  
  
[ ] ( ) [ ] ( )
[ ] ( ) [ ] ( )
[ ] [ ] ( ) ( )
( )
[ ] [ ] ( ) ( )
g
c d c c d d
C D
P a d a a b b
A D
c d c d
n
Ca b a b
p p C RT D RT
K
p p A RT B RT
C D RT RT
K RT
A B RT RT

 ( ) n
P CK K RT

11. CONSTANTE DE EQUILIBRIO. PROPIEDADES.
 La constante de equilibrio “no tiene unidades”.
 La magnitud de Kc es una medida de la extensión en la
que tiene lugar la reacción.
Si Kc >> 1: la mayoría de los reactivos se transforman en
producto
Si Kc << 1: la mayoría de los reactivos permanecen sin
reaccionar y sólo se forman cantidades pequeñas de
productos
 El valor de Kc:
- Sólo varia con la temperatura
- Es constante a una temperatura dada
- Es independiente de las concentraciones iniciales

12. TIPOS DE EQUILIBRIO
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
Son aquellos sistemas donde los reactantes y productos se
encuentran en una misma fase o en un mismo estado físico
Ejemplo
1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) KC=[NH3]2 / [N2].[H2]3
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
Son sistemas donde las sustancias se encuentran en más de una
fase o más de un estado físico
Ejemplo
CaCO3(s) + calor ⇌ CaO(s) + CO2(g) KC=[CO2]

13. FACTORES QUE AFECTAN A LA POSICIÓN DEL EQUILIBRIO
Principio de Le Chatelier:
Si un sistema químico en equilibrio es perturbado por un
cambio en la concentración, presión o temperatura, el
sistema se desplazara, si es posible, para contrarrestar
parcialmente el cambio y alcanzar de nuevo el equilibrio.
Tipos de cambios a considerar:
- Cambios en la concentración.
- Cambios en la presión
- Cambios de temperatura.
- Introducción de catalizadores.

14. Cambios en la concentración
Un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se
desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se
disminuya dicha concentración de uno de los reactivos se compensara dicha falta
hacia la formación de reactivos.
Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se
desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se
disminuya la concentración de uno de los productos, el sistema reacciona
desplazándose hacia los productos.
Ejemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio
1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Si introducimos cierta cantidad de N2 o H2 al reactor químico se aumentara las
concentraciones de N2 o H2 , la reacción de equilibrio se desplazará hacia la
derecha (→) para disminuir dichas concentraciones.

15. Cambios de presión o volumen
La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen
sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de
moles entre reactivos y productos. Si aumenta la presión se desplazará
hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así
contrarrestar el efecto de disminución de volumen.
En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que
los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos
Ejemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio
2SO2(g) + 1O2(g) ⇌ 2SO3(g)
3 moles 2 moles
Si aumentamos la presión, el sistema contrarresta esta perturbación
disminuyendo la presión, desplazándose hacia el sentido que disminuya el
número de moles, es decir, hacia la derecha (→) para alcanzar luego un
nuevo equilibrio.

16. Cambios en la temperatura
Se observa que, al aumentar temperatura el sistema se desplaza hacia
donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones
exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.
Si disminuye la temperatura el sistema se desplaza hacia donde se
desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las
endotérmicas).
Ejemplo: Sea el siguiente sistema en equilibrio
1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) + calor
Si aumentamos la temperatura (calentando el reactor), la reacción se
desplaza en el sentido que consuma calor, de ese modo logra disminuir la
temperatura, esto implica que la reacción se desplaza hacia la izquierda (←)
y luego se establecerá un nuevo equilibrio.

17. Introducción de un catalizador
Un catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no desvía el
equilibrio hacia los productos ni hacia los reactivos.
Afecta igualmente a la energía de activación de la reacción directa y a
la de la inversa y por ello, lo único que hace es que el equilibrio se
alcanza con mayor rapidez

18. VARIACIONES EN EL EQUILIBRIO
 [reactivos] ↑ 
 [reactivos] ↓ 
 [productos] ↑ 
 [productos] ↓ 
  T ↑ (exotérmicas) 
  T ↑ (endotérmicas) 
  T ↓ (exotérmicas) 
  T ↓ (endotérmicas) 
  p ↑ Hacia donde menos nº moles de gases
  p ↓ Hacia donde más nº moles de gases