EQUILIBRIO QUÍMICO - E

Equilibrio químico.
1.- CARACTERÍSTICAS MACROSCÓPICAS DEL ESTADO DE EQUILIBRIO
EN PROCESOS QUÍMICOS. INTERPRETACIÓN MICROSCÓPICA DEL
ESTADO DE EQUILIBRIO DE UN SISTEMA QUÍMICO: EQUILIBRIO
DINÁMICO.
Cuando se establece un equilibrio o reacción reversible se produce el proceso directo e
inverso de una reacción. El equilibrio es el estado de un sistema en el que no se
observan cambios a medida que transcurre el tiempo.
Para la reacción aA + bB  cC + dD, las gráficas concentración- tiempo pueden ser:
GRÁFICA 1
GRÁFICA 2
Cuando se alcanza el equilibrio se observa:
- Concentraciones permanecen constantes (presión, masa, etc., en general
propiedades macroscópicas)
- No se intercambia materia con el entorno, sistema cerrado.
- La velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa
GRÁFICA 3.
- Equilibrio dinámico: Es un estado dinámico en el que se produce la reacción en
los dos sentidos, a la misma velocidad, pero no varían las propiedades
macroscópicas.
GRÁFICA 3
Química 2º Bachillerato. IES Francés de Aranda. Teruel.
1
Equilibrio químico.
2.- LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN SISTEMAS GASEOSOS: Kc, Kp Y
SU RELACIÓN. COMPOSICIÓN DE UN SISTEMA EN EQUILIBRIO: GRADO
DE REACCIÓN. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS, CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Y GRADO DE REACCIÓN.
Constante de equilibrio, Kc
Teniendo en cuenta la GRÁFICA 3, en el equilibrio:
a
b
v1  k1  A B 
v2  k 2 C  D 
c
d
v1  v2
k1 C  D 

k 2  Aa B b
c
Kc 
d
C c D d
Aa B b
Expresión que se denomina Ley del Equilibrio Químico, ley de acción de masas o ley
de Gouldberg-Waage: en un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el
equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos,
dividido por el producto de las concentraciones en el equilibrio de los reactivos elevadas
a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante para cada temperatura
que se llama constante de equilibrio.
- Las concentraciones vienen expresadas en mol/L.
- El valor de Kc significa que la relación entre las concentraciones determinada por la
ley del equilibrio químico permanece invariable siempre que el sistema esté en
equilibrio, excepto con la temperatura ( K c  k1 k 2 , k  Ae Ea RT , tema cinética y la
constante de velocidad depende la temperatura)
- La Kc corresponde al equilibrio expresado, si varía el sentido del mismo o el ajuste
estequiométrico, cambia el valor de la constante. Por ejemplo, para la reacción
cC + dD aA + bB
K c' 
Aa Bb
C c Dd
1
Kc
- La Kc mide el grado en el que se produce la reacción:
a) Si Kc>1, en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten en
productos (GRÁFICA 2)
b) Si Kc<1, en el equilibrio la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar,
formándose sólo pequeñas cantidades de productos (GRÁFICA 1)
c) Si Kc = , en el equilibrio prácticamente sólo existen los productos, no hay
equilibrio.
En la Kc sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en
estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la
constante de equilibrio. (VER EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS, página 6)
K c' 
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Equilibrio químico.
Constante de equilibro, Kp
La cantidad de reactivos y productos gaseosos se puede expresar también en función de
presiones parciales.
Recordando: Presión parcial de un gas: es la presión de ese gas si ocupase el solo
el volumen del recipiente. Ley de Dalton de las presiones parciales: la presión total de
una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que ejercería cada gas
individualmente.
Para la reacción aA + bB  cC + dD
Pc Pd
Kp  Ca Db
PA PB
Relación entre Kc y Kp
Como PV = n RT, P = n/V R T, P =   R T
c
d
PCc PDd C c RT c Dd RT d C c Dd RT c RT d

RT  RT 
n
Kp  a b 

 KC
 K C RT 
a
a
b
b
a
b
a
b
a
b
PA PB
RT  RT 
A RT  B RT  A B RT  RT 
Donde Δn = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)
KP depende de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases.
Constante de equilibrio, Kx
La cantidad de reactivos y productos se puede expresar también en función de
fracciones molares.
Recordando: Fracción molar: relación entre el número de moles de un
componente de la mezcla y el número de moles totales de la mezcla. La suma de todas
las fracciones molares de los componentes de la mezcla es 1.
c
d
X X
Para la reacción aA + bB  cC + dD
Kx  C a Db
XA XB
Como X = P parcial/ PT, Pparcial = X PT
c
Kp 
d
c
d
PCc PDd X C PTc X D PTd X C X D PTc PTd
PTc PTd



K
 K x PTn
x
a b
a a
b
b
a
b
a b
a b
PA PB
PT PT
X A PT X B PT
X A X B PT PT
Composición de un sistema en equilibrio: grado de reacción
Grado de reacción, α: Es la fracción de un mol que reacciona. Se expresa en tanto por 1.
Por ejemplo:
Equilibrio:
PCl5 
Conc. Inic. (mol/l):
c
conc. eq(mol/l)
c(1– α)
PCl3 + Cl2
0
0
cα
c α
De otra forma:
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Equilibrio químico.
Equilibrio:
Conc. Inic. (mol/l):
conc. eq(mol/l)
PCl5 
c
c-x
PCl3 + Cl2
0
0
x
x
α= x/c
Cociente de reacción (Q)
En una reacción cualquiera: a A + b B  c C + d D se llama cociente de reacción a:
Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las concentraciones no
tienen porqué ser las del equilibrio.
Q = Kc el sistema está en
equilibrio
Q < Kc el sistema evolucionará aumentarán las concentraciones de los productos y
hacia la derecha
disminuirán las de los reactivos hasta que Q se
iguale con Kc.
Q > KC el sistema evolucionará aumentarán las concentraciones de los reactivos y
hacia la izquierda
disminuirán las de los productos hasta que q se
iguale con kc
Ejercicios: 32, 40, 42, 46
Energía libre de Gibbs, constante de equilibrio y grado de reacción.
La relación entre la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio es:
ΔG = ΔGº + R T ln Kp
Si la reacción es un equilibrio, ΔG = 0
0 = ΔGº + R T ln Kp; ΔGº = - R T ln Kp;
Kp  e

G º
RT
G
G<0
Si valores grandes y
negativos
G>0
Si valores grandes y
positivos
G= 0
Kp
K>1
K grandes
K<1
K pequeños
K=1
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Cantidad de productos>>>
Cantidad de reactivos,
GRÁFICA 2
Cantidad de productos
<<<Cantidad de reactivos,
GRÁFICA 1
Cantidad de productos =
Cantidad de reactivos
4
Equilibrio químico.
3.- COCIENTE DE REACCIÓN Y ESTADO DE EQUILIBRIO. EVOLUCIÓN
DE UN SISTEMA EN EQUILIBRIO ANTE ACCIONES EXTERNAS:
PRINCIPIO DE LE CHATELIER.
Si Q = Kc, el sistema está en equilibrio (ver tabla “Cociente de reacción”, página 4)
Si en un sistema en equilibrio se produce una modificación:
a) Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos
b) Cambio en la presión (o volumen)
c) Cambio en la temperatura
el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.
Principio de Le Chatelier: un cambio o modificación en cualquiera de las variables que
determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en
el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por dicho cambio.
a) Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto
el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.
Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con
las variaciones que se hayan introducido, Q≠Kc.
- La constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración
de algún reactivo, crecería el denominador en Q, Q, y la manera de volver a igualarse
a KC sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades
estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos,
con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más
producto.
- Si disminuye la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, Q,
y la manera de volver a igualarse a KC sería que aumentase la concentración de
reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las
concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda,
es decir, se obtiene menos producto.
- Si aumenta la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la
izquierda, mientras que si disminuye, se desplazaría hacia la derecha.
Cambio en la presión (o volumen)
Para el equilibrio en el que hay un cambio en el número de moles en sustancias
gaseosas entre reactivos y productos le afecta una modificación de la presión o el
volumen de la reacción (Ley de Boyle-Mariotte, P V = K). La constante del nuevo
equilibrio es la misma.
- Si aumenta P (o disminuir el volumen) aumenta el número de choques y deja de estar
en equilibrio, para recuperar el equilibrio, éste se desplaza hacia donde haya menor
número de moléculas gaseosas, porque así disminuirá el número de choques y quedará
compensado ese aumento de presión.
- Para la reacción de formación del amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g), ¿cómo
influirá un aumento de la presión?
Según Le Chatelier al aumentar la presión total, disminuye el volumen y el equilibrio se
desplaza hacia donde el número de moles es menor. En este caso hacia la derecha.
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Equilibrio químico.
2
NH 3 2
Kc 
N 2 H 2 3
n 
n n 
2
V,
NH 3
3
N2
 n NH 3 


 V 

 
 n N 2  n H 2


 V  V



n 

n n 
2
NH 3




3
3
N2
V2
H2

, nNH 3 ↑, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
2
H2
Un cambio de presión (volumen) influye en un equilibrio si:
- intervienen gases
- el número de moles gaseosos de los productos y reactivos es distinto la
expresión de KC, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la
presión).
Un cambio de presión (volumen) no influye si hay sustancias líquidas (incluyendo
disoluciones) o sólidas.
Cambio en la temperatura
Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es
decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las
endotérmicas.
Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las
exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).
La constante del nuevo equilibrio varía:
a) Para una reacción exotérmica: A + B C + D + Energía
c
d

C  D
Si T, el equilibrio , A , B , C  , D  , K c 

Aa Bb
b) Para una reacción endotérmica: A + B + Energía  C + D
c
d

C  D
Si T  , el equilibrio , A , B , C , D , K c 

Aa Bb
Ejercicios: 35, 39, 43, 44, 47
4.- EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.
Una reacción es homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el
mismo estado físico. Una reacción es heterogénea si entre las sustancias que intervienen
en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos.
Ejemplo: La reacción: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio
heterogéneo.
Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que:
Las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes,
al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes.
Por lo que, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos KC se tiene:
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Equilibrio químico.
De la misma forma: KP = P(CO2)
En la expresión de KC de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de
gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de KP únicamente
aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas.
Ejercicio 36
5.ESTUDIO
EXPERIMENTAL
DE
LOS
EQUILIBRIOS
CROMATO/DICROMATO O ENTRE COMPLEJOS DE COBALTO (II).
Una disolución de cromato de potasio reacciona en medio ácido para dar el dicromato
de potasio según la reacción de oxidación reducción en equilibrio siguiente:
CrO42- (ac) + H+ (ac)  Cr2O72- (ac) + H2O (l)
(amarillo)
(naranja)
La reacción se observa por el cambio de color: el ión CrO42- (ac) es amarillo y el
Cr2O72- (ac) es naranja.
a) Al principio de la reacción, predomina el CrO42- (ac) (amarillo) y se va formando
Cr2O72- (ac) (naranja) hasta que se alcanza el equilibrio.
b) En el equilibrio se añade NaOH (base), los iones OH– reaccionan con H+
desplazando el equilibrio hacia la izquierda (Le Chatelier), con lo que se
intensifica el color amarillo hasta alcanzar un nuevo equilibrio.
c) En el nuevo equilibrio si se añade H2SO4 o HCl (ácido), se añade exceso de H+,
se desplaza el equilibrio hacia la derecha (Le Chatelier), con lo que se intensifica
el color naranja hasta alcanzar un nuevo equilibrio.
6.- APLICACIÓN DE LAS LEYES DE EQUILIBRIO AL ESTUDIO DE
ALGUNOS
EQUILIBRIOS
DE
INTERÉS
INDUSTRIAL
Y
MEDIOAMBIENTAL. LA SÍNTESIS DEL AMONIACO.
Conocer qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la
formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un
mayor rendimiento, en dicho proceso.
Un ejemplo típico es la síntesis de Haber- Bosch en la formación de amoniaco a partir
de la reacción N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g), exotérmica. La formación de amoniaco está
favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y
por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión (700
atm) y a una temperatura relativamente baja (500ºC), aunque no puede ser muy baja
para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre
rendimiento y tiempo de reacción.
Para el equilibrio:
- H = -92 KJ (exotérmica, según Le Chatelier, temperaturas bajas)
- Un aumento de presión (Le Chatelier) desplaza el equilibrio hacia los productos.
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Equilibrio químico.
Cinéticamente:
- Según el valor de Kc= 3,6 10 8 (constante muy alta, prácticamente todo el N2 y H2 se
convierten en NH3), pero la reacción es muy lenta a 25ºC, por lo que cinéticamente
aumenta la velocidad a temperaturas elevadas.
- Añadir un catalizador: hierro finamente dividido, disminuye Ea y aumenta la
velocidad de la reacción.
Ejercicio 33
Química 2º Bachillerato. IES Francés de Aranda. Teruel.
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