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EQUILIBRIO

QUÍMICO

Cuando ocurre una reacción química,

¿termina agotándose siempre,

al menos, uno de los reactivos?

Dpto. Física y Química

ÍNDICE

1. DEFINICIÓN EQUILIBRIO QUÍMICO

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.1.CONSTANTE DE EQUILIBRIO K

2.2 GRADO DE DISOCIACIÓN

2.3. COCIENTE DE REACCIÓN

2.4. CONSTANTE DE EQUILIBRIO K

3. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO

3.1. CONCENTRACIÓN

3.2. PRESIÓN

3.3. TEMPERATURA

1. DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO

Las reacciones que ocurren en un único sentido se llaman REACCIONES IRREVERSIBLES

Dpto. Física y Química IES Turaniana

EQUILIBRIO QUÍMICO: Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y

los productos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

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

Imaginemos una reacción elemental, es decir, que ocurre en una sola etapa.

Su ecuación de velocidad es:

aA + bB cC + dD

v

= k

[A]

[B]

k₁

Si la reacción es reversible, también se produce en el sentido inverso en una

sola etapa.

Velocidad de reacción inversa:

cC + dD aA + bB

v

= k

[C]

[D]

k₂

Conforme pasa el tiempo disminuye

la [reactivos] y, por tanto,

disminuirá la v_d

velocidad de reacción

tiempo

v_d

v_i

v_d = v_i

t

Conforme pasa el tiempo aumenta

la [productos] y, por tanto,

aumentará la v_i

1. DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO

velocidad de reacción

tiempo

v_d

v_i

v_d = v_i

t

Simbolizamos el equilibrio químico dentro de una reacción con una doble flecha que indica el sentido directo e inverso de la reacción:

aA + bB cC + dD

A nivel microscópico, entre las moléculas sigue produciéndose la

reacción, tanto en sentido directo como

inverso.

Por eso decimos que se trata de un

equilibrio dinámico.

A nivel macroscópico, considerando el sistema

en conjunto, parece como si la reacción se hubiera parado, ya que

las [reactivos] y las [productos] permanecen

constantes.

Por eso, también se dice que se trata de un

estado estacionario.

1. DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO

Una forma de clasificar los equilibrios es en función del estado de agregación en el que se encuentran los reactivos y los productos

EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS

Los reactivos y productos se encuentran en la misma fase.

EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

Los reactivos y productos se encuentran en distinta fase.

H₂(g) + I₂(g) 2HI(g)

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H₂O(l) C(s) + O₂(g) 2CO(g)

Fe(OH)₃(s) Fe3+_{(ac) + 3OH}(ac)

Responde:

1. ¿Qué significa que una reacción química está en equilibrio?

2. ¿Cuándo una reacción está en equilibrio [reactivos]=[productos]?

3. ¿Por qué se dice que el equilibrio es dinámico?

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc

d i

v

=

v

k A

_{[ ] [ ]}

B

=

k C

_{[ ] [ ]}

D

LEY DE ACCIÓN DE MASAS (LAM):

El producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante para cada temperatura, llamada constante de equilibrio.

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c a b

eq eq

C

D

k

K

k

_A

_B

=

=

Para la siguiente reacción en equilibrio:

Dpto. Física y Química

Kc= constante de equilibrio Para la siguiente reacción en equilibrio:

Sin embargo, K_c se considera adimensional: ¡¡no tiene unidades!!

El valor de K_c es específico de cada reacción e independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos. ¡¡ El valor de K_c sólo depende de la temperatura !!

[ ]_eq representa la concentración molar (en moles/L) en el equilibrio.

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc

En la expresión de K_c sólo se incluyen las especies gaseosas o en disolución.

Sólidos puros, Líquidos puros y disolventes no aparecen en la expresión de K. Ya que sus [ ] son constantes y, por tanto, se integrarán en la constante de equilibrio. Pero esto será cuando

estudiemos los equilibrios heterogéneos.

Si para una reacción de izquierda a derecha se define Kp o Kc, para la reacción de derecha a izquierda será 1/Kp o 1/Kc

Si una reacción representa la suma de varias reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global se expresa como el producto de cada constante de

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.1. CONSTANTE DE EQUIIBRIO Kc

Tres situaciones posibles:

La K > 1 entonces: [productos] > [reactivos] Favorable para productos. La K ≈1 entonces [productos]≈ [reactivos].

La K < 1 entonces [productos] < [reactivos]: Desfavorable para productos.

Conociendo el valor de la constante de equilibrio se puede juzgar cualitativamente en que forma se desplaza la reacción antes de alcanzar el equilibrio, es decir si la

reacción es o no favorable para la obtención de productos.

Por ejemplo:

¡¡ Sólo depende de la Tª !!

Tª (K) Kc

298 794

500 160

764 46

1100 25

Si la escribimos como:

[ ]

[ ] [ ]

HI

K

I

H

=

[

]

[ ]

[

]

' 1/ 2

1/ 2 1/ 2

2 2

(

)

HI

K

K

I

H

=

=

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.2. CONSTANTE DE EQUIIBRIO Kc

2.2. CONSTANTE DE EQUIIBRIO Kc

2.1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc

Al producirse una reacción de forma reversible, solo un porcentaje de los reactivos habrá reaccionado, mientras que el resto habrá quedado sin reaccionar

El grado de disociación, , nos indica

la cantidad en tanto por uno de

reactivo que habrá reaccionado 0

reaccionan

iniciales

n

x

n

n



=

=

El grado de disociación, también se puede expresar en %

0

< <



1

%

0%

<



<

100%

Cuando 1 hay poca cantidad de

reactivos sin reaccionar, es decir, que el equilibrio tendrá un alto

rendimiento hacia la derecha, lo que se corresponderá con valores

elevados de K_C

Cuando 0 ha reaccionado muy poca

cantidad de reactivos, es decir, el

equilibrio tendrá un alto rendimiento hacia la izquierda, lo que se corresponderá con

valores pequeños de K_C

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.2. GRADO DE DISOCIACIÓN



Al comparar Q_c con K_C, se puede saber cómo evolucionará una reacción química reversible cuando los reactivos y los productos se encuentren en unas concentraciones cualesquiera diferentes de las que tienen en el equilibrio.

Si Q_C=K_C, la reacción está en el equilibrio.

Si Q_C<K_C, la reacción no está en el equilibrio, pues hay menos concentración de productos de la que hay en el equilibrio. Por tanto, la reacción evolucionará hacia la derecha hasta alcanzar el equilibrio.

Si Q_C>K_C, la reacción no está en el equilibrio, pues hay más concentración de productos de la que hay en el equilibrio. Por tanto, la reacción evolucionará hacia la izquierda hasta alcanzar el equilibrio.

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

eq eq

c _{a b}

eq eq

C

D

K

A

B

=

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c _{a b}

C

D

Q

A

B

=

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

1. En el proceso de formación del amoniaco, realizado a 500 °C en un recipiente de 10 litros, se ha encontrado en el equilibrio la presencia de 6 moles de N2, 4 moles de H2 y 1,12 moles de NH3. ¿Cómo será el rendimiento de esa reacción a 500 °C?

2. A una temperatura determinada, la Kc para la descomposición del fluoruro de hidrógeno 2HF (g) H⇌ _{2 (g) + F2 (g) vale: Kc= 1,0·10-13. Al cabo de cierto tiempo se encuentran las}

siguientes concentraciones: [HF] = 0,5 M; [H2] =1·10-3; [F2] = 4·10-3. Indica si el sistema se encuentra en equilibrio. En caso contrario, ¿qué debe ocurrir para que se alcance dicho equilibrio?

3. Para la reacción: A + B C + D, el valor de la constante de equilibrio a una determinada ⇌

temperatura es Kc = 56,0. Si inicialmente se ponen 1,00 mol de A y 2,00 moles de B en un recipiente de 10 litros, ¿cuál será la concentración de todas las especies cuando se alcance el equilibrio?

Cuando las reacciones son homogéneas y transcurren en fase gaseosa, se puede expresar el estado de los gases con sus presiones parciales

expresadas en atm.

Para una mezcla gaseosa:

T i

P

=S

P

T T

n RT

P

V

=

i

n RT

P

V

=

·

i i T

P

=

c

P

T

n

n

c

=

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.4. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kp

Sea la reacción entre gases en

equilibrio:

(P_i)_eq representa la presión parcial (en atm) en el equilibrio

Al igual que K_C es independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos y sólo depende de la Tª, K_P es independiente

de las presiones parciales iniciales de reactivos y productos, y

¡¡sólo depende de la temperatura!!

Al igual que K_C, K_P se considera adimensional: ¡¡no tiene unidades!!

( ) ( )

( ) ( )

c d

C eq D eq

P _{a b}

A eq B eq

P

P

K

P

P

=

2.4. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kp

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

¿Cuál será la relación entre K_P y K_C

para una reacción entre gases en equilibrio?

( ) ( )

( ) ( )

c d

C eq D eq

P _{a b}

A eq B eq

P

P

K

P

P

=

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c _{a b}

eq eq

C

D

K

A

B

=

n RT

P

V

=

·(

)

n

P

C

K

K

RT

D

=

productos reactivos

n

n

n

D =S

 S

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

El principio de Le Chatelier nos permite predecir cuál será el sentido del desplazamiento del equilibrio de un modo cualitativo cuando se altera

alguno de los factores que le afectan

3. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

Cuando se produce una variación de las condiciones de un sistema en equilibrio químico, el sistema tiende a recuperar el equilibrio

oponiéndose a la causa que lo ha modificado.

Dpto. Física y Química

Al aumentar la concentración

de una sustancia, el equilibrio evoluciona oponiendose a dicho

cambio haciendo disminuir la cantidad presente de esa

sustancia.

3.1. CAMBIO CONCENTRACIÓN DE REACTIVOS O PRODUCTOS

Al disminuir la concentración de una sustancia, el equilibrio evoluciona oponiendose a dicho

cambio haciendo aumentar la cantidad presente de esa

sustancia. PCl₃(g) + Cl₂ (g) ⇌ PCl₅ (g)

Si se aumenta la concentración de Cl₂, el sistema alcanzará un nuevo equilibrio produciendo más cantidad de PCl₅.

Si se disminuye la concentración de PCl₃, el equilibrio se desplazará hacia la formación de PCl₃ y Cl₂ oponiendose a la variación introducida.

3. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

Suponga el siguiente sistema en equilibrio:

UO

(s) + 4HF(g)

⇌

UF

(g) + 2H

O(g)

Explique hacia donde se desplaza el equilibrio cuando:

a) Se adiciona UO

(s) al sistema.

b) Se elimina HF(g)

Los cambios de presión sólo afectan a GASES, (líquidos y sólidos son prácticamente incompresibles)

En este caso hay que tener en cuenta que

T T

n RT P

V

=

Una disminución de la presión

producida por un aumento del volumen del sistema y provoca que el equilibrio se desplace en el sentido en

el que aumentan los moles de las sustancias gaseosas, para así contrarrestar la disminución de presión.

Un aumento de la presión producido por una disminución del volumen

provoca que el equilibrio se desplace en el sentido que se contrarreste ese aumento de presión; es decir, en el sentido en que disminuyen los moles de

las sustancias gaseosas.

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3. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

EJEMPLO: 3 H₂ (g) + N₂ (g) ⇌ 2 NH₃ (g)

Un aumento de la presión exterior desplaza el equilibrio hacia la formación de amoniaco pues en ese término hay un menor número de

moles de sustancias gaseosas.

Una disminución de la presión exterior desplaza el equilibrio hacia la producción de una mayor cantidad de sustancias gaseosas, es decir

hacia la producción de nitrógeno e hidrógeno.

Para la reacción en equilibrio: 4 NH₃ (g) + 5 O₂ (g) ⇌ 4 NO(g) + 6 H₂O(g) Explique el efecto que sobre la cantidad de NO(g) en el equilibrio tendrá: a) Una disminución de la [O₂] manteniendo constante el volumen del recipiente.

b) Transferir la mezcla en equilibrio a un recipiente cuyo volumen es la mitad del volumen del recipiente original, a la misma temperatura.

Al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido en que se absorba calor

(reacción endotérmica) para contrarrestar dicho aumento.

Al disminuir la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido en que se desprenda calor (reacción exotérmica) para

contrarrestar dicha disminución.

CH₂=CH₂(g) + H₂(g) ⇌ CH₃-CH₃(g) ΔH= -136 KJ/mol

Si se aumenta la temperatura, el sistema evolucionará en el sentido en que se oponga absorbiendo calor; por tanto se desplazará hacia la izquierda en

el sentido de la regeneración de etileno e hidrógeno.

Si se disminuye la temperatura, el sistema se opondrá desprendiendo calor y desplazándose hacia la formación de etano.

3. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

3.3. CAMBIO EN LA TEMPERATURA

Consideremos el sistema:

4 HCl(g) + O₂ (g) ⇌ 2 H₂O(g) + 2Cl₂ (g) ΔHº = - 114 kJ Razona qué sucede al:

a) añadir O₂ (manteniendo constante el volumen) b) extraer Cl₂ (manteniendo constante el volumen)

c) si disminuimos la temperatura d) si disminuimos la presión

La adición de un catalizador produce la misma variación en la velocidad del proceso directo y del inverso y, por tanto, no afecta al equilibrio, aunque

sí modifica el tiempo que tarda en alcanzarse el estado de equilibrio

Dpto. Física y Química IES Turaniana

3. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Las sustancias reaccionantes no se encuentran en el mismo estado físico, en la expresión de su constante de equilibrio no se incluyen ni las [ ] ni las

presiones parciales de los sólidos o líquidos puros

Dpto. Física y Química

CaCO

(s) CaO(s) + CO

⇌

(g) Kc = [CO

] Kp = P

La constante de equilibrio referida alas concentraciones de una sal poco soluble en disolución se denomina

producto de solubilidad

Nosotros vamos a estudiar los equilibrios que se producen entre solutos sólidos poco solubles y sus iones en disolución.

Es lo que llamamos reacciones de precipitación

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Dpto. Física y Química IES Turaniana

Los valores del producto de solubilidad son muy

pequeños para sales poco solubles

Recordemos que la solubilidad s de una sal es la concentración de sal disuelta en una disolución saturada de la misma, y que se expresa en

g_soluto/L_disolución ó moles_soluto/L_disolución

Conviene recordar que tanto la solubilidad como el

producto de solubilidad dependen sólo de la

temperatura

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Dpto. Física y Química IES Turaniana

Podemos relacionar la solubilidad (expresada en mol/L) y el producto de solubilidad para sales poco solubles (a una temperatura determinada)

Pero esta relación depende de la proporción entre los iones de la sal

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Gracias al producto de solubilidad también podemos predecir si precipitará o no una sal cuando tengamos unas determinadas concentraciones de los iones de la sal

Para ello se define el producto iónico, de la misma manera que definíamos el cociente de reacción para un equilibrio homogéneo, y compararlo con el producto de solubilidad

PRODUCTO IÓNICO, Q: producto de las concentraciones de los iones en disolución en cualquier instante.

s

Q K

=

s

Q K

>

Q K

<

Disolución saturada: El sistema está en equilibrio

Disolución sobresaturada

La reacción se desplaza hacia la izquierda. Se formará precipitado.

Disolución insaturada.

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Q= [A

_]

a

_{. [B}

_]

b

_K

s

= [A

_]

eq

a

_{. [B}

_]

4.1. Efecto del ion común en los equilibrios de solubilidad

Si a un equilibrio de solubilidad le añadimos una cierta cantidad de uno de los iones, mediante la adición de una segunda disolución que lo contiene, se producirá un aumento en la concentración de dicho ion. La presencia de este ion común creará una situación en la que el

producto iónico supere el producto de solubilidad (Q>K_s)

Como consecuencia, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda formando más precipitado, es decir, más sal en estado sólido

La solubilidad de un compuesto poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que proporcione un ion común

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

ion común

La solubilidad de un compuesto poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que proporcione un ion común

EJEMPLO ION COMÚN

s

Q K

>

El equilibrio se desplaza hacia la izquierda y

precipita AgI(s)

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Adición: KI (s) K

⇌

_{(ac) + I}

_(ac)

AgI (s) Ag

⇌

_{(ac) + I}

_(ac)

Si a un equilibrio de solubilidad le añadimos cierta cantidad de un ácido que aporte iones H+_{, estos iones H}+ _{pueden reaccionar con los iones negativos de la sal disuelta}

para formar otra especie, disminuyendo así la concentración de dicho ión negativo La presencia de estos iones H+ _{creará una situación en la que el}

producto iónico sea menor el producto de solubilidad (Q<K_s)

Como consecuencia, el equilibrio se desplazará hacia la derecha disolviéndose más precipitado, es decir, más sal se disolverá

La solubilidad de un compuesto poco soluble puede aumentar en presencia de una disolución ácida que aporte iones H+

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

4.2. El efecto del pH en los equilibrios de solubilidad

4.2. El efecto del pH en los equilibrios de solubilidad

La solubilidad de un compuesto poco soluble puede aumentar en presencia de una disolución ácida que aporte iones H+

EJEMPLO

Disminuye la [OH-_{] y, como}

consecuencia, Q<K_s El equilibrio se desplaza

hacia la derecha y

se disuelve más Mg(OH)₂(s)

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Mg(OH)

(s) Mg

⇌

_{(ac) + OH}

_(ac)

Se añade: HCl (ac) Cl

⇌

_{(ac) + H}

_(ac)

H

_{(ac) + OH- (ac) H}

_⇌

2

O (l)