El documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Brevemente describe que el equilibrio químico ocurre cuando las velocidades de una reacción directa e inversa son iguales, lo que resulta en concentraciones constantes de los reactivos y productos. También introduce la noción de constante de equilibrio y cómo esta depende de factores como la temperatura y las concentraciones de las especies químicas.

1. Tema 4
Equilibrio químico
Prof. John A. Vargas
Badilla
© 2009, Prentice-Hall, Inc.

2. El concepto del equilibrio:
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Pocas reacciones ocurren en una sola
dirección.
Al final, se alcanzan concentraciones
constantes de los compuestos
participantes, reactantes y productos.
El equilibrio químico ocurre, cuando una
reacción y su reacción inversa, ocurren a
la misma velocidad.
Es un equilibrio dinámico, por que los
componentes no dejan de reaccionar entre
sí, aunque aparentemente no ocurre nada.

3. El concepto del equilibrio
• Consideremos la reacción en estado gaseoso:
N2O4  2 NO2
incoloro café
• Conforme avanza, las concentraciones de cada gas, cambian,
hasta alcanzar el equilibrio, evidenciado por que se obtiene un
color estable (no cambia más)
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La posición del equilibrio depende de la temperatura
A una determinada temperatura, la relación entre las
concentraciones de ambas especies va a ser siempre la misma,
después de alcanzado el equilibrio.
.
Más
NO2
Menos
NO2
T altaT Baja
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El concepto del equilibrio
• Mientras el sistema
avanza hacia el
equilibrio, ambas
reacciones, directa e
inversa están
ocurriendo.
• En el equilibrio, ambas
reacciones opuestas,
proceden a la misma
velocidad.
5
Equilibrio
alcanzado
(las velocidades
son
Iguales)
Tiempo
Velocidad

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Un sistema en equilibrio
Una vez que el equilibrio
se ha alcanzado, las
cantidades de cada
reactante y producto,
permanecen constantes.
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Tiempo
Concentración
Equilibrio
alcanzado

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Escribiendo el equilibrio
Debido a que , cuando el sistema ha alcanzado el
equilibrio, ambas reacciones, directa e inversa, están
ocurriendo, escribimos la ecuación con una doble
flecha:
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
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La constante de equilibrio, Kc
• Reacción directa:
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
• Ley de velocidad:
vf = kf [N2O4]
• Reacción inversa:
2 NO2 (g)  N2O4 (g)
• Ley de velocidad:
vr = kr [NO2]2
Donde:
v = velocidad
[N2O4], [NO2] =
Concentraciones en mol/L
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9. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
La constante de equilibrio, Kc
• Por lo tanto, en el equilibrio:
vf = vr
kf [N2O4] = kr [NO2]2
• Reorganizando ésta igualdad, tenemos:
• La relación de las constantes de velocidad, es una
constante a esa temperatura, y se conoce como Kc
kf
kr
[NO2]2
[N2O4]
= Kc =
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La constante de equilibrio, Kc
• Considérese la reacción generalizada:
• La expresión de la constante de equilibrio con las
concentraciones en mol/L para esta reacción sería:
Kc =
[C]c[D]d
[A]a[B]b
aA + bB cC + dD
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La constante de equilibrio, Kp
Debido a que la presión, en los gases, es proporcional a
la concentración, en un sistema cerrado de este tipo, la
expresión de la constante de equilibrio se puede escribir
en términos de las presiones, en atmósferas; PA, PB ,
etc.:
Kp =
(PC
c) (PD
d)
(PA
a) (PB
b)
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Relación entre Kc y Kp
• De la ley de los gases ideales conocemos que:
• Reorganizando, tenemos:
PV = nRT
P = RT
n
V
PA = [A] RT
• Para cada gas, por ejemplo A, tenemos:
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Relación entre Kc y Kp
Sustituyendo las presiones expresadas de esa
manera, en la expresión de Kp, obtenemos ésta
relación entre Kc y Kp :
Donde:
Kp = Kc (RT)n
n = (moles de productos gaseosos) –
(moles de reactantes gaseosos)
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El equilibrio puede alcanzarse desde cualquier
dirección
Como se puede ver, la relación de [NO2]2 entre [N2O4] permanece
constante a esa temperatura, sin importar las concentraciones
iniciales de NO2 y N2O4
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El equilibrio puede alcanzarse desde cualquier
dirección
Estos son los datos
graficados, de las dos
últimas corridas en la
tabla anterior.
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Experimento 3
Experimento 4
Tiempo

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Proceso Haber: Obtención de amoníaco a
escala industrial.
La transformación de nitrógeno e hidrógeno en amoníaco (NH3)
es de gran importancia en la agricultura, donde los fertilizantes
basados en el nitrógeno del amoníaco son muy utilizados.
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El equilibrio puede alcanzarse
desde cualquier dirección
Sin importar si se empieza con solo N2 y H2 o con solo NH3:
siempre se llegarán a tener las mismas proporciones de las
sustancias, cuando se alcanza el equilibrio.
a) Inicio con solo N2 y H2 b) Inicio con solo NH3.
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Se alcanza el equilibrio Se alcanza el equilibrio
Tiempo Tiempo
Concentración
Concentración

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Qué significa el valor de K?
• Si K>>1, la reacción está
desplazada hacia los
productos. Estos predominan
en el equilibrio.
• Si K<<1, la reacción está
desplazada hacia los
reactantes. Estos predominan
en el equilibrio.
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Reactantes
Reactantes
Productos
Productos

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Manipulando las constantes de equilibrio
La constante de equilibrio de la reacción inversa, es
el recíproco de la constante de equilibrio de la
reacción directa.
Kc = = 0.212 at 100 C
[NO2]2
[N2O4]
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Kc = = 4.72 at 100 C
[N2O4]
[NO2]2N2O4 (g)2 NO2 (g) 
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Manipulando las constantes de equilibrio
La constante de equilibrio de la reacción que ha sido
multiplicada por un número, es la constante de equilibrio,
elevada a una potencia igual a ese número.
Kc = = 0.212 at 100 C
[NO2]2
[N2O4]
N2O4(g)  2 NO2(g)
Kc = = (0.212)2 at 100 C
[NO2]4
[N2O4]22 N2O4(g)  4 NO2(g)
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Manipulando las constantes de equilibrio
La constante de equilibrio de una reacción neta,
compuesta de dos o más pasos, es el producto de las
constantes de equilibrio individuales.
– Si una reacción puede ser expresada como la suma de dos o
mas reacciones con K conocida, podemos utilizar esta regla
para obtener la K de la reacción.
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22. Equilibrium

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Equilibrio Heterogéneo
• Se da cuando las especies participantes se encuentran
en dos o más fases
• Las concentraciones de los sólidos y los líquidos son
esencialmente constantes a una temperatura dada, por
que pueden obtenerse a partir de la densidad y la masa
molar. ambas permanecen constantes.
• Por lo tanto, las concentraciones de los sólidos y los
líquidos no aparecen en la expresión de la constante de
equilibrio.
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Ejemplos:
Kc = [Pb2+] [Cl-]2
PbCl2 (s)  Pb2+
(ac) + 2 Cl-
(ac)
• Equilibrio de solubilidad:
• Equilibrio entre sólidos y gases:
CaCO3 (s)  CO2 (g) + CaO(s)
Kc = [CO2] ; Kp = P(CO2) = [CO2]RT
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26. Calcinación del carbonato de calcio
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Mientras quede algo de CaCO3 o CaO en el sistema, la cantidad
de CO2 sobre el sólido, permanecerá constante a esa
temperatura.
CaCO3 (s)  CO2 (g) + CaO(s)
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27. CÁLCULOS CON EQUILIBRIOS
Subtemas 4 y 5
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28. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
Cálculos de
Equilibrio
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Un problema de equilibrio:
Un sistema cerrado, inicialmente1.000 x 10-3 M H2 y 2.000
x 10-3 M I2 a 448 C se deja alcanzar el equilibrio. El
análisis de la mezcla de equilibrio, muestra una
concentración de HI 1.87 x 10-3 M. Calcule Kc a 448 C
para la reacción que es:
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
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Qué conocemos?
[H2], M [I2], M [HI], M
Inicio 1.000 x 10-3 2.000 x 10-3 0
Cambio
Equilibrio 1.87 x 10-3
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[HI] se incrementa en 1.87 x 10-3 M
[H2], M [I2], M [HI], M
Inicio 1.000 x 10-3 2.000 x 10-3 0
Cambio +1.87 x 10-3
Equilibrio 1.87 x 10-3
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La estequiometría nos dice que [H2] y [I2] decrecen a la
mitad.
[H2], M [I2], M [HI], M
Inicio 1.000 x 10-3 2.000 x 10-3 0
Cambio -9.35 x 10-4 -9.35 x 10-4 +1.87 x 10-3
Equilibrio 1.87 x 10-3
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Ahora podemos calcular las
concentraciones en equilibrio de los tres
compuestos…
[H2], M [I2], M [HI], M
Inicio 1.000 x 10-3 2.000 x 10-3 0
Cambio -9.35 x 10-4 -9.35 x 10-4 +1.87 x 10-3
Equilibrio 6.5 x 10-5 1.065 x 10-3 1.87 x 10-3
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…y, por lo tanto, la constante de equilibrio.
Kc =
[HI]2
[H2] [I2]
= 51
=
(1.87 x 10-3)2
(6.5 x 10-5)(1.065 x 10-3)
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El coeficiente de reacción (Q)
• Permite evaluar si, dadas ciertas
concentraciones de las especies químicas
participantes, el equilibrio se desplazará
hacia la formación de productos o
reactivos,.
• Para evaluar Q se sustituyen las
concentraciones iniciales de los reactantes
y los productos en la expresión de la
constante de equilibrio.
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41. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
Si Q = K
El sistema está en equilibrio.
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42. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
Si Q > K
Hay exceso de productos, y el equilibrio se
desplaza hacia la izquierda.
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43. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
Si Q < K
Hay exceso de reactantes, y el equilibrio se
desplaza hacia la derecha.
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44. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
R/ El sistema no está en equilibrio. La reacción transcurre
hacia la derecha.

45. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
R/ El sistema no está en equilibrio. La reacción transcurre
hacia la izquierda.

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Principio de Le Châtelier
“Si un sistema en equilibrio es perturbado por
un cambio de temperatura, presión, o la
concentración de uno de sus componentes, el
sistema desplazará su posición de equilibrio, de
manera que contrarreste el efecto de la
perturbación.”
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47. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
Efectos de la concentración: Proceso
Haber. Aumento de un reactante.
Si se añade H2 al
sistema, se
consumirá N2 y los
dos reactantes
formarán más NH3.
Al final se
restablece el
equilibrio.
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48. N2 (g) + 3H2 (g)
El equilibrio se
desplaza hacia
la izquierda
para disminuir
el cambio
2NH3 (g)
Se añade
NH3
48
Efectos de la concentración
Aumento de un producto.
¿Qué pasa si se disminuye
la concentración del
producto?

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Tecnología del Proceso Haber
Basada en eliminar
producto:
Removiendo el
amoníaco
condensado del
sistema, en la
unidad refrigerada,
se fuerza el
equilibrio hacia la
derecha.
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50. Principio de Le Châtelier
Cambios en la concentración
Cambio
Desplazamiento del
equilibrio
Aumenta la concentración de producto(s)
Decrece la concentración de producto(s)
Aumenta la concentración de reactivos(s)
Decrece la concentración de reactivos(s)
izquierda
derecha
derecha
izquierda
aA + bB cC + dD
Quitar o añadir
50
Quitar o añadir

51. Principio de Le Châtelier
Cambios en volumen y presión
A (g) + B (g) C (g)
Cambio
Desplazamiento del
equilibrio
Aumenta la presión o
disminuye el volumen
Disminuye la presión
o aumenta el volumen
Al lado con menos moles de gas
Al lado con más moles de gas
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52. N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)
Disminuye la presión
(aumenta volumen)
52
Favorece la reacción inversa
Aumenta la presión
(disminuye el volumen)
Favorece la reacción directa

53. 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

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Efecto de la temperatura
Co(H2O)6
2+
(aq) + 4 Cl─
(aq)  CoCl4 (aq) + 6 H2O (l)
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T. Amb. caliente frío
ΔH>0

55. Equilibrium

56. Principio de Le Châtelier
K decrece
K aumenta
Exotérmica: reactivos ⇌ productos + calor
Cambio Rx Exotérmico
Aumenta la temperatura
Disminuye la temperatura
Rx Endotérmico
K aumenta
K decrece
Cambios en la temperatura
Endotérmica: reactivos + calor ⇌ productos
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57. © 2009, Prentice-Hall, Inc.
Efecto de los catalizadores
Los catalizadores
incrementan las
velocidades de
ambas reacciones;
directa e inversa.
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Hacen que el equilibrio se alcance más
rápido, pero la composición de la
mezcla en el equilibrio permanece
inalterada

58. Sin catalizador Con catalizador
Un catalizador baja Ea para ambas reacciones.
Un catalizador no cambia la constante de equilibrio o mueve el
Equilibrio.
• no cambia el valor de K
• el sistema alcanzará más rápido el equilibrio
Principio de Le Châtelier
42
Efecto de un catalizador

59. 43
Modificaciones en las condiciones y principio de Le
Châtelier
Variable
modificada
¿Se desplaza
el equilibrio?
¿Cambia K?
Concentración Si No
Presión Si No
Volumen Si No
Temperatura Si Si
Catalizador No No