Equilibrio químico(2)

Cajamarca 29 de mayo del 2014
UNIVERSIDAD NACIONAL DE CAJAMARCA
FACULTAD DE INGENIERÍA
ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE
INGENIERÍA GEOLÓGICA
DOCENTE:
Ing. HUGO MOSQUEIRA ESTRAVER
INTEGRANTES:
ASTOPILCO VALIENTE , John
CABADA LÓPEZ , Walter
CARRIÓN ORTIZ , Daniel
HUAMÁN CARRASCO , James
RIVERO QUISPE , Noemí
SOSA QUINTANA , Cristhian
“La duda es la madre del descubrimiento”
Ambroce Bierce

[TÍTULO DEL DOCUMENTO] 29-5-2014
1
ÍNDICE
EQUILIBRIO QUÍMICO................................................................................................2
INTRODUCCIÓN .......................................................................................................3
1. ¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO? ............................................................... 5
2.- LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO, KC ............ 6
3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC.................................. 7
4. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO. ............................................ 8
5. COCIENTE DE REACCIÓN (Q)........................................................................... 9
6. GRADO DE DISOCIACIÓN (Α). ......................................................................... 10
7. PRINCIPIO DE LE CHATELIER......................................................................... 10
A) VARIACIÓN DE LACONCENTRACIÓN.......................................................... 11
B) VARIACIÓN DE LAPRESIÓN.......................................................................... 12
C) VARIACIÓN DE LATEMPERATURA .............................................................. 13
EJERCICIOS.............................................................................................................15
CONCLUSIONES.....................................................................................................17
BIBLIOGRAFÍA........................................................................................................18

2
EQUILIBRIO QUÍMICO
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta
la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor,
ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos.
Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos,
estas puedenreaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos,
y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más.
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los
productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para
formar nuevamente los reactivos .Es decir, se llega a la formación
de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las
especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen
constantes. Este estado se conoce como “Equilibrio Químico”

3
INTRODUCCIÓN
El Equilibrio Químico es un estado de un sistema reaccionante en el
que se observancambios a medidaque transcurre el tiempo,a pesar
de que siguen reaccionando las sustancias entre sí las sustancias
presentes.
En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se
consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino
que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la
reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los
productos formadosylos reactivos consumidos,que laconcentración
de todos permanece constante.
¿Significa esto que realmente la reacción de ha parado?
Evidentemente no;una reacciónen equilibrio es un procesodinámico
en el que los reactivos se están convirtiendo en productos y los
productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen de la misma
velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado.
Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos
reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma
velocidad.

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Hay reacciones que transcurren hasta completarse, es decir, hasta
consumirse totalmente uno de los reactivos.Tales reacciones se dice
que son irreversibles. En ellas separamos los reactivos de los
productos por una flecha, como por ejemplo:
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
La reacción entre el butano y el oxígeno progresa hasta que alguno
de estos reactivos se consume totalmente. Es decir, las cantidades
de CO2 y H2O no dejan de aumentar mientras no se agote el C4H10
o el O2.
Por el contrario, otras reacciones transcurren solo de manera
limitada, sin que ninguno de los reactivos se consuma totalmente.
Así, el hidrógeno y el yodo cerrados en un matraz reaccionan
formando yoduro de hidrógeno,pero sin llegar a consumirse de todo.
En estos casos se consigue un equilibrio entre reactivos y productos.
Dicho equilibrio se alcanza tanto a partir de los reactivos como apartir
de los productos. Por esta razón a este tipo de reacciones se les
denomina reversibles,y en ellas separamos reactivos de productos
con una doble flecha:
H2 + I2 2 HI

5
1. ¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?
Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce
simultáneamente enambos sentidos (los reactivos formanproductos,
y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos).
Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que
intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan
a la misma velocidad que se forman, se llega al equilibrio químico.
En un sistema de equilibrio se dice que el mismo se encuentra
desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y
D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrara
hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario.se podrían tener, por
tanto, las 2 situaciones representativas.

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Considere las siguientes reacciones en equilibrio:
 2 PbS(s)+ 3 O2(g) 2 PbO(s) + 2 SO2(g)
 PCl5(g) PCl3(g)+ Cl2(g)
 H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)
2.- LA LEY DE ACCIÓNDE MASAS.CONSTANTE DE EQUILIBRIO,
Kc
Veamos ahora como en todo sistema químico en equilibrio las
concentraciones de los reactivos y de los productos, expresadas en
moles/litro, están relacionadas por una ecuación sencilla.
Analicemos los resultados de distintos experimentos, en los que se
parte de diferentes cantidades de reactivos y productos.La reacción
que tiene lugar se representa por:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) a 450ºC
Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... Á c C + d D + ...) se
define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:
Siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir
con las concentraciones iniciales de reactivos y productos).Se
denomina constante de equilibrio, porque se observaque dicho valor
es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier
concentración inicial de reactivo o producto.
Reacción 1.- Derecha
Reacción 2.- Izquierda
Reacción 3.- Igual

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En la reacción anterior: H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la
reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado
como: ½ H2(g) + ½ I2(g) HI (g), la constante valdría la raíz
cuadrada de la anterior.
La constante KC cambia con la temperatura.
¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en
disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen
concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de
equilibrio.
3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC.
En las reacciones en que intervengan gases es más sencillo medir
presiones parciales que concentraciones.Asíen una reacción tipo: a
A + b B c C + d D, se observa la constancia de Kp viene definida
por:
En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

8
De la ecuación general de los gases: se obtiene:
Vemos,pues,que KP puede dependerde la temperaturasiempre que
haya un cambio en el nº de moles de gases.
Donde n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)
4. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
De todo el anterior podemos deducir unas características de todo
equilibrio químico:
1.- El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades
macroscópicas (concentraciónde soluto, presión de vapor, masa de
sólido sin disolver, etc.) no varían con el tiempo.
2.- El estado de equilibrio no intercambia materia con el entorno. Si,
por ejemplo, la descomposición del carbonato de calcio
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) no la hiciéramos en un recipiente
cerrado nunca se alcanzaría el equilibrio, pues el CO2 se escaparía.

9
3.- El estado de 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.Así,
si en el ejemplo de la descomposición del CaCO3 sustituimos una
pequeña parte de CO2 por otra marcada con 14C, al cabo de cierto
tiempo observaremos la existencia de Ca14CO3 marcado con
carbono 14.
4.- La temperatura es la variable fundamental que controla el
equilibrio. Así pues, a 450ºC a constante de equilibrio para la
formación de HI es 57, sea cuál sea la concentración de las
substancias reaccionantes.
5. COCIENTE DE REACCIÓN (Q)
En una reaccióncualquiera: a A + b B c C + d D se llama cociente
de reacción a:
Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las
concentraciones no tienen por qué ser las del equilibrio.

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 Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
 SiQ < Kc el sistemaevolucionará hacia la derecha,es decir,
aumentarán las concentraciones de los productos y
disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con KC.
 Si Q > Kc elsistemaevolucionará hacia la izquierda, es decir,
aumentarán las concentraciones de los reactivos y
disminuirán las de los productos hastaque Q se iguale conKC.
6. GRADO DE DISOCIACIÓN (α).
Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo
que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.
Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En
consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100·.
7. PRINCIPIO DE LE CHATELIER.
El conocimiento de cómo afectan los cambios de las variables
concentración, presión y temperatura a una reacción en el equilibrio
es de una gran importancia si deseamos aumentarelrendimiento con
el que se obtiene un determinado producto. Para predecir
cualitativamente el efecto del cambio de tales condiciones en el
equilibrio haremos uso del Principio de Le Châtelier, enunciado por
Henry Le Châtelier en 1884, también de forma independiente por el
alemán Ferdinand Braun:

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Toda modificación de un factor como la temperatura, presión o
concentración, en un equilibrio químico provoca un
desplazamiento del equilibrio en un sentido que tiende a
oponersea la variación delfactor considerado,contrarrestando
dicha modificación.
Vamos a estudiarentonces larespuestade un sistemaenelequilibrio
a las variaciones de la concentración, de la presión y de la
temperatura, y dar enunciados,menos generales pero másprácticos,
del principio de Le Chatelier para cada uno de estos casos.
a) Variación de la concentración.
Si añadimos H2 en el equilibrio Q<Kc, el sistema evoluciona
produciendo más HI a partir de H2 y I2 para restablecer otra vez el
equilibrio.
Si añadimos HI en el equilibrio Q>Kc, el sistema evoluciona
produciendo H2 y I2 a partir de HI.
El principio de Le Chatelier pode enunciarse para el caso de
variaciones en la concentración de la siguiente manera:

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Si a un sistema en equilibrio se le añade un reactivoo producto,
la reacción que se produce es la que tiende a consumir la
sustancia añadida. Si, por el contrario, se elimina un reactivo o
producto la reacción que se produce es la que tiende a
reponerlo.
Así, como porejemplo,la producciónindustrial de CaO se basa en la
rápida eliminación del CO2 del sistema, inyectando aire en el horno
mediante un ventilador, de suerte que el CO2 no pueda alcanzar
nunca la presión de equilibrio.
b) Variación de la presión
En las reacciones en las que intervengan gases el efecto de la
variación de la presión supone un efectocontrario en la variación del
volumen, y la variación del volumen depende de la variación en el
número de moles de las sustancias gaseosas que intervienen.
Para la reacción de formación del amoniaco:
Si reducimos elvolumen delsistema, como porejemplo a la mitad, la
presión del sistema aumenta, pero no al doble, como aumentaría si
no hubiera existido un equilibrio químico, debido a que el equilibrio
se desplaza hacia la formaciónde amoniaco. El rendimiento en NH3
aumenta por lo tanto al aumentar la presión a la que se lleva a cabo

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a reacción. De ahí que esta se realice en la práctica a presiones
comprendidas entre 100 y 1000 atmósferas.
El principio de Le Chatelier puede enunciarse, para el caso de
variaciones de presión en sistemas químicos en que intervienen
gases, de la siguiente manera:
Si se tiene un sistema en equilibrio y se aumenta la presión, el
sistema reaccionaen el sentido en que disminuya elnúmerode
moles de sustanciasen estado gaseoso.Sise reducela presión
ocurre lo contrario.
c) Variación de la temperatura
La reacción:
Es exotérmica. Si aumentamos la temperatura, el equilibrio se
desplazahacia la izquierda, descomponiendo amoniaco,porque este
es el proceso que supone absorción de calor.
El sentido del desplazamiento de un equilibrio por variación de la
temperatura depende pues del signo de la variación de entalpia ∆H
de la reacción.
El principio de Le Chatelier puede enunciarse para el caso de
variación de la temperatura de la siguiente manera:
Si aumentamos la temperatura de un sistema que está en
equilibrio,elsistema se desplaza en elsentido que supongauna
absorción de calor. Si se disminuye la temperatura, la reacción
que se produce es la que libera energía.

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El rendimiento en amoniaco aumenta, por lo tanto, al disminuir la
temperatura. Sin embargo, si se disminuye la temperatura la
velocidad se hace muy lenta. Es por ello que hace falta la utilización
de un catalizador, que incremente la velocidad y permita realizar la
reacción a una temperatura de compromiso. En la práctica la
reacción se lleva a cabo a unos 500°C,empleando como catalizador
hierro u óxido de hierro. A esta temperatura y 700 atm de presiónse
obtiene un rendimiento del 50%.
La presencia de un catalizador no aumenta el rendimiento del
producto deseado,sino que tan solo reduce el tiempo necesario para
que se establezca el equilibrio; es decir, consigue el mismo
rendimiento pero en un tiempo más corto.

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EJERCICIOS
1. 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 establecidoéste se observa que hay 0,92 moles
de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el
equilibrio y la constante Kc.
2. Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación
del amoniaco vista anteriormente. (KC = 1,996 ·10–2
M–2
).
3. 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) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) =
0,042;a)¿cuáles sonlas concentraciones de cadasustanciaen
el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
4. En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3
moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC
para 2 HI(g) H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en
equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI,
H2 e I2 habrá en el equilibrio?
5. En elequilibrio anterior: PCl5(g) PCl3(g)+ Cl2(g)ya sabemos
que, partiendo de 2 moles de PCl5(g) en un volumen de 5 litros,
el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl5, 0,55 moles
de PCl3 y 0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo
equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de
Cl2 al matraz? (Kc = 0,042).
6. Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de
hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al
alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el
volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule:

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a) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La
concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la
mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC.
7. Para la reacción en fase gas H2 + I2 2 HI, las
concentraciones encontradas a 490ºC una vez alcanzado el
equilibrio son, en mol/l,[H2]=8,62·10−4 [I2]=2,63·10−3
[HI]=1,02·10−2
a) Calcula Kc para el equilibrio tal como está escrito.
b) ¿Cuál será el valor de Kc para la reacción 2HI H2 + I2?
8. La constante del siguiente equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) 2
NH3(g). a 150 ºC y 200 atm es 0,55: ¿Cuál es la concentración
de amoniaco cuando las concentraciones de N2 e H2 en el
equilibrio son 0,20 mol/L y 0,10 mol/L respectivamente.
9. En un recipiente de 5 L se introducen a 500ºC 3 moles de HI, 2
mol de H2 y 1 molde I2. Calcula la concentraciónde las distintas
especies enequilibrio sisabemos que la constante delequilibrio
2 HI I2 + H2 a dicha temperatura es Kc = 0,025.
10. En un recipiente metálico de 2,0 litros se introducen 28 g de N2
y 3,23 g de H2. Se cierra y se clienta a 350 °C. Una vez
alcanzado el equilibrio, se encuentran 5,11 g de NH3. Calcular
los valoresde KC y KP de la reacción 3 H2(g) + N2(g) Á 2 NH3(g)
a dicha temperatura. (Masas atómicas: N=14; H=1)

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CONCLUSIONES
 El Equilibrio Químico se establece cuando existen dos
reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la
misma velocidad.
 Cuando las concentraciones de cadauna de las sustancias que
intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se
gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al
Equilibrio Químico.

18
BIBLIOGRAFÍA
 http://www.manizales.unal.edu.co/quimica/teoria.htm
 http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf
 http://www.alonsoformula.com/inorganica/_private/Quimica2ba
ch05cast.pdf

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