Este documento presenta un taller sobre equilibrio químico para estudiantes de medicina, incluyendo conceptos como reacciones reversibles, equilibrio químico, constante de equilibrio, relación entre cinética y equilibrio, y factores que afectan el equilibrio como concentración, presión, volumen y temperatura. También incluye ejemplos y ejercicios para practicar estos conceptos.

1. UNIVERSIDAD DE PANAMÁ
PRIMER SEMESTRE 2015
TALLER DE EQUILIBRIO QUÍMICO
PARA ESTUDIANTES DE MEDICINA
Profesora: Magalis V. Clarke
Objetivo:
El alumno será capaz de describir diferentes tipos de reacciones en equilibrio, el
significado de la constante de equilibrio y su relación con la constante de velocidad,
así como los factores que pueden modificar un sistema en equilibrio.
Antecedentes Teóricos
El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios durante el tiempo transcurrido.
Cuando una reacción llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y
productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en
el sistema.
Concepto de equilibrio
Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La mayoría son reversibles, al
menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la
formación de productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto,
comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El
equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa
se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constates. El
equilibrio químico es un proceso dinámico. El equilibrio entre dos fases de la misma
sustancia se denomina equilibrio físico porque los cambios que suceden son procesos físicos.
La evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada es un
ejemplo de equilibrio físico.
Constante de equilibrio
Si consideramos la siguiente reacción química como ejemplo a 25°C:
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
La constante de equilibrio se expresa como:
Observe que el exponente 2 para el valor de [NO2] en esta expresión es igual al coeficiente
estequiométrico de NO2 en la reacción reversible.

2. Este proceso puede generalizarse con la siguiente reacción reversible:
aA + bB cC + dD
Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D.
Para la reacción a una temperatura dada:
Donde K es la constante de equilibrio y se define como el cociente, cuyo numerador se
obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las
cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación
balanceada. El denominador se obtiene aplicando el mismo procedimiento para las
concentraciones de equilibrio de los reactivos.
La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción es favorable a los productos
o a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1 (K >1), el equilibrio se desplazara hacia la
derecha y favorecerá a los productos. Por el contrario, si la constante de equilibrio es mucho
menor que 1 (K < 1), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.
A pesar de que el uso de los términos “reactivos” y “productos” puede resultar confuso
porque una sustancia que es un reactivo en la reacción directa, también es un producto de
la reacción inversa, esta terminología es consecuente con la convención de que as sustancias
escritas al lado izquierdo de las flechas de equilibrio se consideran como “reactivos” y las
que están al lado como “productos”.
Una reacción química presenta un equilibrio homogéneo cuando todas las especies
reactivas se encuentran en la misma fase y equilibrio heterogéneo cuando se encuentran
en fases distintas. Ejemplo:
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Los sólidos y los líquidos puros no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio,
por tanto se escribe
K = [CO2]
Ejemplo 1:
Se ha estudiado el siguiente proceso en equilibrio a 230ºC
2NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
En un experimento se encontró que las concentraciones en equilibrio de las especies
reactivas son: [NO] = 0.0542 M; [O2] = 0.127 M y [NO2] = 15.5 M. Calcule la constante de
equilibrio Kc de la reacción a esta temperatura.

3. Razonamiento y Solución:
La constante de equilibrio está dada por:
Si se sustituyen los valores de concentración, se encuentra que:
15.5
0.0542 0.127
6.44 10
Relación entre cinética química y equilibrio químico
La magnitud de K, es constante a una temperatura dada y no depende de las variaciones
de cada una de las concentraciones de equilibrio. Suponga que la siguiente reacción
reversible se lleva a cabo por un mecanismo que consta de un paso elemental tanto en la
dirección directa como la inversa:
La velocidad directa está dada por:
Vd = kd [A] [B]2
Y la velocidad de la reacción inversa está dada por:
Vi = ki [AB2]
Donde kd y ki con las constantes de velocidad para las reacciones en sentido directo e
inverso. En el equilibrio, cuando ya no se producen cambios netos, las dos velocidades deben
ser iguales.
Vd = Vi
kd [A] [B]2 = ki [AB2]
Considerando que kd y ki son constantes a una temperatura dada, su cociente es una
constante, y es igual a la constante de equilibrio, K.
La constante de velocidad depende de la temperatura, por lo tanto, la constante de
equilibrio debe cambiar en función de la temperatura.

4. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio?
La constante de equilibrio para una reacción dada se calcula a partir de las concentraciones
en el equilibrio conocidas. Cuando ya se conoce el valor de la constante de equilibrio, se
puede utilizar a ecuación para calcular las concentraciones en el equilibrio desconocidas.
Recuerde que la constante de equilibrio tiene un valor único si la temperatura es constante.
En general, la constante de equilibrio ayuda a predecir la dirección en la que procederá una
mezcla de reacción para lograr el equilibrio y también permite calcular las concentraciones
de reactivos y productos una vez alcanzado el equilibrio.
Factores que alteran el equilibrio químico
El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. En la
mayoría de los casos, este balance es muy delicado. Los cambios en las condiciones
experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio hacia
reactantes o productos. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son
concentración, presión, volumen y temperatura y la presencia de un catalizador.
Principio de Le Châtelier
Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se desplazará una reacción
en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura.
Esta regla, conocida como principio de Le Châtelier, establece que si se aplica una tensión
externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela
parcialmente dicha tención alcanzando una nueva posición de equilibrio. El termino
tensión significa aquí un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que
altera el estado de equilibrio de un sistema.
1. Cambios en la concentración
Considere la siguiente reacción química como ejemplo:
2 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Si la concentración de N2 aumenta el equilibrio se desplazará hacia los productos. Si la
concentración de H2 disminuye el equilibrio se desplazará hacia los reactantes. Si aumenta
la concentración de NH3 el nuevo equilibrio se obtiene con desplazamiento hacia los
reactantes.
2. Cambios de volumen y presión
Los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de las especies
reactivas en fase condensada, ya que los líquidos y los sólidos son prácticamente
incompresibles. En cambio, las concentraciones de los gases son muy susceptibles a los
cambios de presión.

5. 2 N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Si la presión aumenta, el volumen disminuye, por tanto el equilibrio se desplazara hacia
los productos. Si el volumen aumenta se favorece el sentido de la ecuación donde existen
más moléculas de gas, es decir, los reactivos.
3. Cambio en la temperatura
Los cambios de concentración, presión o volumen, pueden alterar la posición de equilibrio,
pero no modifican el valor de la constante de equilibrio. Ésta sólo se altera con los cambios
en la temperatura. Ejemplo, la formación de NO2 a partir de N2O4 es un proceso
endotérmico:
N2O4 (g) 2 NO2 (g) ΔHº = 54 kJ
Si la temperatura aumenta se incrementa el calor, como el proceso es endotérmico, el calor
puede ser considerado un reactivo más, el equilibrio se desplazará hacia los productos.
4. Efecto de un catalizador
Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al reducir la energía de activación de
la reacción. Sin embargo, un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción
directa y de la reacción inversa en la misma magnitud. Se puede concluir que la presencia
de un catalizador no modifica la constante de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de
un sistema en equilibrio. Si un catalizador se añade a una mezcla de reacción que no está
en equilibrio, sólo provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio.
Ejercicios
1. Escriba las expresiones para la velocidad directa, inversa y la constante de equilibrio
en las siguientes reacciones químicas:
(a) (NH4)2Se (s) 2 NH2 (g) + H2Se (g)
(b) AgCl (s) Ag+
(ac) + Cl¯
(ac)
(c) P4 (s) + 6 Cl2 (g) 4 PCl3 (l)
(d) HF(ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + F¯
(ac)
(e) 2NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
(f) CH3COOH(ac) + C2H5OH (ac) CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
2. El cloruro de carbonilo (COCl2), también llamado fosfeno, se utilizó en la primera
guerra mundial como gas venenoso. Las concentraciones de equilibrio a 74°C para
la reacción entre óxido de carbono (II) y cloro molecular que produce cloruro de
carbonilo
CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)

6. Son [CO] = 1.2 x 10–2 M, [Cl2] = 0.054 M y [COCl2] = 0.14 M. Calcule la constante de
equilibrio.
3. La constante de equilibrio, K, obtenida para la descomposición del cloruro de fósforo
(V) en cloruro de fósforo (III) y cloro molecular:
PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)
es de 1.05 a 250 °C. Si las presiones parciales en el equilibrio de PCl5 y PCl3 son
0.875 atm y 0.463 atm, respectivamente, ¿cuál es la presión parcial en el equilibrio
del Cl2 a esta temperatura?
4. Para cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio:
(a) 2 PbS (s) + 3 O2 (g) PbO (s) + 2 SO2 (g)
(b) PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)
(c) H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO (g)
Pronostique la dirección de la reacción neta en cada caso al aumentar la presión
(disminución del volumen) del sistema a temperatura constante.
5. Considere el siguiente proceso en equilibrio:
N2F4 (g) 2 NF2 (g) ΔHº = 38.5 kJ
Prediga los cambios en el equilibrio si:
(a) la mezcla de reacción se calienta a volumen constante;
(b) el gas NF2 se retira de la mezcla de la reacción a temperatura y volumen
constante;
(c) se disminuye la presión de la mezcla de reacción a temperatura constante; y
(d) un gas inerte, como el helio, se agrega a la mezcla de reacción a volumen y
temperatura constante.
6. Considere el equilibrio entre oxígeno molecular y el ozono:
3 O2 (g) 2 O3 (g) ΔHº = 38.5 kJ
¿Qué efecto tendría?
(a) aumentar la presión del sistema disminuyendo e volumen,
(b) aumentar la presión agregando O2 al sistema,
(c) disminuirla temperatura y
(d) añadir un catalizador