Saint Gaspar College Misio ne ro s de la Pr ec io sa S angre

Departamento de Ciencias y Tecnología. Profesora Ana María González. O

Guía de Contenido

Unidad Equilibrio químico

Muchas de las reacciones que se producen en la naturaleza son irreversibles. Una

reacción irreversible es aquella en que los reactantes se transforman en productos, sin que

estos reaccionen entre sí para restituir a los reactantes. Estas reacciones se desarrollan

hasta que, por lo menos, uno de los reactantes se consume totalmente.

Sin embargo, hay una gran cantidad de reacciones en que los productos, en la medida que

se van formando, reaccionan entre sí regenerando los reactantes originales. Este es un

proceso dinámico y reversible que conduce a un estado de equilibrio químico.

Cualquier tipo de equilibrio ya sea físico o químico presenta las siguientes características:

1º Aunque sea lenta la obtención del equilibrio, una vez que se ha alcanzado, las

concentraciones de todas las especies que participan) reactantes y productos) en el

equilibrio permanecen constante, es decir, se hacen independiente del tiempo.

2º El equilibrio químico se alcanza por más de una dirección. Por ejemplo se puede

comenzar por los productos puros o por los reactantes puros. Desde una Tº alta a una más

baja, etc.

3ºLos catalizadores no afectan las concentraciones de lo reactantes y productos en

equilibrio.

4º En la mezcla en equilibrio existe una relación entre las concentraciones de las diferentes

especies involucradas en el equilibrio, a una temperatura constante.

Reacciones reversible e irreversible.

Bajo ciertas condiciones específicas (temperatura, presión, pH etc.), cualquier reacción

química puede ser reversible. Pero hay otras reacciones que normalmente son

irreversibles. Por ejemplo la combustión de la madera, del gas licuado, etc, son reacciones

irreversibles.

Sin embargo, en muchas reacciones químicas no se produce una transformación

completa de las sustancias reactantes a productos, porque una vez que estos se forman

reaccionan entre sí para generar las sustancias iniciales. Como resultado de este proceso,

en el sistema de reacción (vaso, matraz o tubo de ensayo) existirán moléculas, átomos o

iones de reactantes y moléculas, átomos o iones de productos. Las reacciones de este tipo

se denominan reacciones reversibles.

Para una ecuación que representa una reacción reversible se emplea una doble flecha, en

la que el sentido de izquierda a derecha es la reacción directa y el sentido de derecha a

izquierda, es la reacción inversa.

A + B C + D

A + B C + D (reacción directa)

A + B C + D (reacción inversa)

Cuando las reacciones reversibles alcanzan el estado de equilibrio dinámico, las

concentraciones de los reactantes y productos se mantienen constantes, y la razón entre

estas concentraciones se designa por la letra K, llamada CONSTANTE DE

EQUILIBRIO.

F o r m a n d o P e r s o n a s Í n t e g r a s

Constante de equilibrio.

¿Cómo se puede deducir la expresión general de la K de equilibrio para una reacción

reversible?

En el equilibrio de una reacción reversible las velocidades en ambos sentidos son iguales,

así para una reacción general del tipo

V1

A + B C + D

V2

V1 = velocidad de reacción directa.

V2= velocidad de reacción inversa.

Si está en equilibrio: V1 =V2, como para cada reacción existe una expresión de la Vr,

entonces para:

V1= K1 . [A]. [B] y para

V2= K2 [C]. [.D] y si V1=V2 entonces:

K1. [A]. [B]= K2 [C]. [.D]

Agrupando las constantes (K1 y K2) al lado izquierdo y la concentración de reactantes y

productos al derecho, nos queda:

=

El cuociente entre las dos contantes K1 y K2 debe ser otra constante K que se denomina

constante de equilibrio, siendo su expresión

K =

Y para una reacción general de la forma:

a A + bB cC + dD en que: a, b , c y d son los coeficientes dela ecuación, la

expresión K queda

K=

Esta expresión es general para todos los equilibrios químicos. Esta fórmula sufre pequeñas

modificaciones al aplicarlas a situaciones concretas. Ejemplo: gases, formación de

productos insolubles, equilibrios heterogéneos.

El valor de K se determina experimentalmente midiendo las concentraciones molares de

reactantes y productos de una reacción reversible específica

Se han determinado experimentalmente las constantes de equilibrio para muchas

reacciones químicas de aplicación en el trabajo de laboratorio o de tipo industrial; los

valores para las respectivas constantes se consignan en tablas especiales válidas a

determinas temperaturas y presión. Así se habla de constante de acidez y basicidad.

Por otro lado el desplazamiento de un equilibrio puede ser afectado por los cambios de

temperatura, presión y concentración de algunos de los reactantes o productos (Principio

de Le Châtelier).

¿Qué informa la constante de equilibrio?

La magnitud de la constante de equilibrio puede informar si en una reacción en equilibrio

está favorecida la formación de los productos o de los reactantes. Si la constante de

equilibrio es mucho mayor que 1, el equilibrio está desplazado hacia la derecha,

favoreciendo la formación de los productos. Al contrario, si la constante es mucho menor

que 1, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, favoreciendo la formación de los

reactantes. Sin embargo, este pronóstico no es tan evidente cuando las concentraciones

están elevadas a exponentes mayores que 1. En estos casos, hay que calcular las

concentraciones en el estado de equilibrio para hacer una predicción segura.

Otro ejemplo de equilibrio químico, se puede ilustrar por la siguiente ecuación:

2CO (g) + O2 (g) ↔ 2CO2 (g)

Kc =

K>1 Reacción se desplaza hacia la derecha.( reacción directa)

Predominan los productos en el equilibrio

K=1 Reactantes y productos en igual concentración

K<1 Reacción desplaza hacia la izquierda ( reacción inversa)

Predominan los reactantes en el equilibrio.

Equilibrios homogéneos y heterogéneos

Los equilibrios en los cuales todos los componentes se encuentran en la misma fase se

consideran equilibrios homogéneos.

¿Cuáles de las reacciones anteriores corresponden a equilibrios homogéneos?

¿Podrían existir equilibrios homogéneos en otras fases?

¿Puede hablarse de equilibrio homogéneo en el caso de una solución acuosa de ácido

acético (principal constituyente del vinagre)?

¿Pueden existir otros casos de equilibrio en que participen reactantes y productos en

diferentes estados físicos?

Un ejemplo muy sencillo de equilibrio heterogéneo es la descomposición del carbonato de

calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono, en la ecuación:

CaCO3(s) ↔ CaO (s) + CO2 (g)

En la constante de equilibrio Kc, no se incluyen las concentraciones de sólidos, líquidos

puros y disolventes (en grandes cantidades). El fundamento de esto es que solo se deben

incluir en la constante de equilibrio los reactantes o productos, cuyas concentraciones

pueden experimentar cambios en el transcurso de la reacción química. Como las

concentraciones de un sólido o un líquido puro de un componente no pueden alterarse, no

se incluyen en la constante de equilibrio. Por lo tanto, la constante de equilibrio es:

Kc = [CO2]

Relación KP con KC

La constante de equilibrio en términos de las concentraciones se simboliza por KC y en

términos de las presiones parciales por KP.

La relación entre KC y KP es la siguiente KP = K C (RT)Δn, donde R es la constante de los

gases (0,082 atmL/K mol), T la temperatura Kelvin y Δn, la diferencia entre los

coeficientes estequiométricos de los productos y reactantes. Si Δn = 0, entonces

KP = KC.

Por convenio, las constantes de equilibrio (KC o KP) son adimensionales, o sea, no tienen

unidades.

Principio de Le Châtelier Factores que afectan el equilibrio.

En un sistema en equilibrio como ya hemos dicho anteriormente, las velocidades de

las reacciones directa e inversa son iguales. La igualdad en la velocidades no significa

que el sistema se encuentre en reposo o estático, sino por el contrario es dinámico. Cuando

se produce una perturbación a un sistema en equilibrio tiene lugar una reacción química

que lo restablece y el equilibrio se desplaza.

“Si una acción exterior modifica es el estado de un sistema en equilibrio, éste reacciona,

si es posible para reducir la causa modificadora” Principio de Le Châtelier

Los factores que afectan el equilibrio son la concentración, presión, temperatura y

catalizadores.

Analicemos los factores para l el siguiente sistema:

I2(g) + H2 (g) ↔ 2HI(g) + calor K= [ HI ]2

[H2 ] [I2 ]

1. Concentración.

a) Aumento de la concentración de H2.

El sistema se desplaza a la derecha ya que tiende a consumir el exceso de H2 agregado.

b) Disminución de I2

El equilibrio se desplaza en el sentido que pueda recuperar el déficit de yodo.

Para ello se descompone una cierta cantidad de HI en I2 y H2 y el equilibrio se desplaza

hacia la izquierda.

2. Presión

Un aumento de presión (disminución de volumen) desplaza el equilibrio hacia donde hay

menos moles.

Una disminución de presión (aumento de volumen) desplaza el equilibrio hacia donde hay

más moles.

3) Temperatura. Ley de Van’t Hoff.

El aumento de la temperatura desplaza la reacción en el sentido en que absorba calor.

La disminución de temperatura desplaza la reacción en el sentido que se libere calor.

Ej: CO + 2H2 ↔ CH3OH ∆H= -22 Kcal

La reacción directa libera calor (exotérmica) mientras que la inversa lo absorbe

(endotérmica)

Si se aumenta la Tº del sistema el equilibrio se desplazará a la izquierda.

¿Cómo se favorece la formación de CH3OH?

4. Catalizadores.

Aumentan la velocidad para alcanzar el equilibrio pero NO lo desplazan en ningún

sentido.

Ejercicios:

1. Escriba la expresión de equilibrio para los siguientes sistemas:

a) 2NaHCO3 (s) ↔ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)

b) N2(g) + 3H2(g) ↔ 2 NH3(g)

c) P4(g) +5O2(g) ↔ P4O10(s)

d) CO2(g) + CaO (s) ↔ CaCO3(s)

e) AgCl(s) ↔ Ag+ + Cl-

f) Na+(ac) + Ac-(ac) + H+(ac) ↔ HAc(g) + 2H2(g)

2. Considera el equilibrio N2O4(g) ↔ 2 NO2(g)

a) ¿Cuál es la expresión de constante de equilibrio KC?

b) Calcula la constante de equilibrio KC para esta reacción a 25 °C y a 52 °C, a partir de las

concentraciones en el estado de equilibrio de N2O4 y NO2, dadas en la tabla.

ToC [N2O4(g) ] / mol .L-1 [NO2] mol .L-1

25 0,0272 0,0113

52 0,0206 0,0249

c) Determina KP a partir de KC en ambos casos.

d) ¿Cuál está más favorecido en el equilibrio: el reactante o el producto?

e) ¿De qué manera influye la temperatura en el desplazamiento del equilibrio?

3. Se realizan mediciones de las concentraciones de hidrógeno, yodo y yoduro de

hidrógeno, para el equilibrio,

H2(g) + I2(g) ↔2HI (g)

A 490ºC. Los valores encontrados experimentalmente fueron:

[H2 ]= 0,001724 mol/L

[I2 ]= 0,00526 mol/L

[HI ]=0,0204 mol/L

a) Determinar el valor de la constante de equilibrio Kc

b) ¿Qué sucede si sacamos hidrógeno del sistema?

c) Qué sucede si disminuimos el volumen del recipiente que contiene la mezcla de

equilibrio?

d) ¿Qué sucede si aumentamos la temperatura del sistema?

e) ¿Qué sucede si agregamos yodo al sistema en equilibrio?

f) ¿Qué sucede si añadimos un catalizador?

Bibliografía

R. Chang Química 9ª Ed.Española McGraw-Hill, 2007

T.L.Brown, H.E. LaMat y B.E Bustein. Química 9ª Edición Española Pearson Educación.