Equilibrio Químico

Equilibrio Químico

• El equilibrio químico es un estado en el que no se observan cambios en una reacción química según transcurre el tiempo.

• Cuando una reacción química alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema.

NN22OO44(g) 2 NO(g) 2 NO22(g)(g)

Incoloro marrónIncoloro marrón

T=cte.T=cte.

Alcanzando el equilibrio en el nivel macroscópico y molecular

equilibrio

equilibrio

equilibrio

tiempo tiempo tiempo

Con

cent

raci

ón

Con

cent

raci

ón

Con

cent

raci

ón

a

b c

a) Inicialmente sólo hay NO2

b) Inicialmente sólo hay N2O4

c) Inicialmente hay una mezcla de ambos reactivos

NN22OO44(g) 2 NO(g) 2 NO22

T=cte.T=cte.

NN22OO44(g) 2 NO(g) 2 NO22

T=cte.T=cte.

a A + b B c C + d D

equilibrioba

dc

BA

DCK

2

42

2c ON

NOK = 4.63 x 10-3 M a 250C

NN22OO44(g)(g) 2 NO2 NO22

Constante de Equilibrio / Ley de acción de masasConstante de Equilibrio / Ley de acción de masas

2

42

2c ON

NOK

Constante de Equilibrio / Ley de acción de masasConstante de Equilibrio / Ley de acción de masas

Para una reacción en fase gaseosa podemos usar las presiones Para una reacción en fase gaseosa podemos usar las presiones parciales.parciales.

V

RTnp

22 NONO V

nNO 2NO

2

42

2

ON

2NO

p p

pK

ncp RTKK

EJERCICIOS

1) Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación

del amoniaco. (KC = 1,996 ·10–2 M–2)

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

2) La constante de equilibrio de la reacción: N2O4 2 NO2 vale 0,671 a 45ºC . Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N2O4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura.

Datos: R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1.

La magnitud de K

K muy grandes

)(3)(2 23 gOgO

MxO

OK 12

23

32 105.2

Si [O2] = 0.5 M en el equilibrio [O3] = 2.2x10-7 M en el equilibrio

K muy pequeñas

)(2)(2 gClgCl MxCl

ClK 38

2

2

104.1

Si [Cl2] = 0.76 M en el equilibrio [Cl] = 1.0x10-19 M en el equilibrio

ReactivosProductos

K > Q K = Q K < Q

COCIENTE DE REACCION: Q

Cociente de concentraciones (con exponentes adecuados) para cualquier estado del sistema corresponda o no a una situación de equilibrio.

a A + b B c C + d D b[B]a[A]

d[D]c[C]Q

Reactivosagregados

Productosagregados

Se formanproductos

Se formanreactivos

Principio de Le Chatelier

N2O4 2 NO2

¿Esta en equilibrio?

¿qué pasa cuando se abre la llave de conexión?

2 SO2 + O2 2 SO3

Cambio en concentración de reactivo o producto

2 SO2 + O2 2 SO3

DisminuyeV

Cambio en Presión o Volumen

Vn

Vn

KcON

ON

42

2

2

Vn

nx

ON

NO 1

42

22

nn

ON

NO

42

22

=

Si V decrece

disminuye para que se mantenga Kc

Disminuye la cantidad de NO2

Aumenta la cantidad de N2O4

NN22OO44(g) 2 NO(g) 2 NO22

Principio de Le Chatelier

NN22OO44(g) 2 NO(g) 2 NO22

Vn

nx

ON

NO 1

42

22 p

n

nx

ON

NO

42

22

nn

ON

NO

42

22

Kp = Kc x (RT) = x RT =

Al aumentar p, disminuye

Disminuye la cantidad de NO2

Aumenta la cantidad de N2O4

Tn

1

Principio de Le Chatelier

AA22(g) 2 A(g)(g) 2 A(g)

Principio de Le Chatelier

Cambio en Temperatura

Aumenta T

N2O4 2 NO2

Incoloro marrón

Reacción es endotérmica (consume energía)

Ejemplo : Se introducen 1 mol de I2 y 1 mol de H2 en un recipiente de 1

Litro a 490oC. La constante de equilibrio para la formación de HI vale 45.9 a esa temperatura. Calcular las concentraciones luego de alcanzado el equilibrio.

H2(g) + I2(g) 2HI(g)

Estado inicial Estado final

[H2] = 1.000 mol/L [H2] = (1.000-n) mol/L

[I2] = 1.000 mol/L [I2] = (1.000-n) mol/L

[HI] = 0 [HI] = 2n mol/L

Si resolvemos la ecuación tomando la raiz nos da n = 0.772

22

22

2

000.1

2

n1.000n1.000

2n

IH

HI45.9

n

n

Estado de equilibrio químico

[H2] = (1.000-n) mol/L = 0.228 mol/L

[I2] = (1.000-n) mol/L = 0.228 mol/L

[HI] = 2n mol/L = 1.544 mol/L

Las constantes de equilibrio normalmente se dan para las reacciones químicas escritas con los coeficientes estequiométricos enteros más pequeños. Sin embargo, si cambiamos los coeficientes en la ecuación química, debemos asegurarnos que la constante de equilibrio refleje ese cambio.

Si escribimos la ecuación como:

Entones la constante de equilibrio es:

Si multiplicamos una ecuación química por un factor n, se eleva Kc a la n.

Propiedades de la Constante de Equilibrio (K)

La cual refleja el mismo equilibrio. ¿Pero cómo se relaciona esta nueva constante con la anterior?

Supongamos que invertimos la ecuación original para la reacción anterior:

Esta expresión es la inversa (1/Kc) de la obtenida anteriormente, de modo que:

Propiedades de la Constante de Equilibrio (K)

La tercera reacción es la siguiente suma:

Y su constante de equilibrio, Kc, se puede escribir como:

Suma de reacciones, producto de constantes de equilibrio

¿Cómo varía K con la temperatura?

Si tenemos K1 a T1 y K2 a T2

Ecuación de van´t Hoff

21

0

1

2 11ln

TTR

H

K

K

Se puede demostrar que:

¿Cómo varía K con la temperatura? (cont.)

Reacciones endotérmicas, ∆H > 0:Al aumentar la Temperatura aumenta el valor de K

(K2 > K1) si T2 > T1

Reacciones exotérmicas, ∆H < 0:Al aumentar la Temperatura disminuye el valor de K

(K2 < K1) si T2 > T1

21

0

1

2 11ln

TTR

H

K

K

Equilibrio y Cinética

En el equilibrio la velocidad de transformación de los reactivos en productos debe ser la misma que la velocidad de transformación de productos en reactivos.

A + B C + D

eqBA

DCK

Supongamos que los experimentos muestran que ambas reacciones, la directa y la inversa, son reacciones elementales bimoleculares con velocidades dadas por:

A + B C + D vd = k1[A][B]

C + D A + B vi = k-1[C][D]

En el equilibrio estas dos velocidades se igualan:

k1[A]e[B]e = k-1[C]e[D]e

1

1

k

k

BA

DCK

eq

La constante de equilibrio para una reacción es igual al cociente de las constantes de velocidad de las reacciones elementales directa e inversa que contribuyen a la ecuación global.

Lenta ( k pequeña)

Rápida (k grande)

Rápida (k grande)

Lenta ( k pequeña)

Progreso de la reacción Progreso de la reacción

Ene

rgía

pot

enci

al ReactivosProductos

Reactivos Productos

En

do

térm

ica

Exo

térm

ica

Más sensiblea la temperatura

Más sensiblea la temperatura

Ene

rgía

pot

enci

al

Ea(

dire

cta

)

Ea(in

vers

a)

Ea(

dire

cta

)

Ea(in

vers

a)

La energía de activación para una reacción endotérmica es mayor para la reacción directa que para la reacción inversa, de modo que la velocidad de la reacción directa es más sensible a la temperatura, y el equilibrio se mueve a los productos cuando se aumenta la temperatura (aumenta Keq). Lo opuesto ocurre para una reacción exotérmica, y la reacción inversa es más sensible a la temperatura, desplazandose el equilibrio hacia los reactivos cuando aumentamos la temperatura (disminuye Keq).

Interpretación Cinética de la ecuación de Van´t Hoff

Equilibrios heterogéneos

Son los equilibrios en sistemas de más de una fase.

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

H2O(l) H2O(v) H2O(s) H2O(l)

Ca(OH)2 Ca2+ (ac) + 2OH-(ac) Kc = [Ca2+][OH-]2

A menudo los equilibrios heterogéneos involucran un sólido ó un líquido. La concentración molar de un sólido ó líquido puro es constante e independiente de su cantidad. Podemos ignorarlas en los cálculos de las constantes de equilibrio.

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Kp = P

Las sustancias puras deben estar presentes en el sistema para que exista el equilibrio, pero no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio. La concentración de los gases si aparece en esta expresión porque sufre cambios hasta que se alcanza el equilibrio.

CO2

EJERCICIOS

1) En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12moles de H2(g); a)a) escribir la reacción de equilibrio; b)b) si establecido éste 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) En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el equilibrio: PCl5(g) PCl3 (g) + Cl2(g). Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio..

3) A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3 (g) está disociado en un 95,7 % según la reacción: NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular KC y KP a dicha temperatura.

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)a) ¿se encuentra en equilibrio?; b)b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?

5) Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a)a)disminuir la presión? b)b) aumentar la temperatura?

H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) (H > 0)