Grado en Física

QUÍMICA
Grado en Física
9. EQUILIBRIO QUÍMICO
Generalmente, las reacciones químicas no son completas, sino que alcanzan un
estado de equilibrio en el que coexisten reactivos y productos. En algunos casos, como
ocurre con la reacción del H2 con el Cl2 para dar HCl, las concentraciones de los
reactivos cuando se alcanza el equilibrio son demasiado pequeñas para ser medidas. En
estos casos se dice que la reacción es prácticamente completa, lo que se indica con una
flecha entre los reactivos y los productos:
H2(g) + Cl2(g)
2HCl(g)
En otros casos, las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio son
mensurables. Así ocurre, por ejemplo, en la reacción del H2 con el N2 para dar NH3: si
se parte de una mezcla de H2 e N2 (en presencia de una pequeña cantidad de osmio
como catalizador), sus concentraciones disminuyen, a la vez que aumenta la
concentración de NH3, hasta que llega un momento a partir del cual las concentraciones
de las tres sustancias permanecen constantes: la reacción ha alcanzado el equilibrio.
Asimismo, el NH3 puro se descompone en H2 y N2 hasta que se alcanza el equilibrio
(figura 9-1). Es decir, que en una reacción química el equilibrio se alcanza tanto si se
parte de los reactivos, de los productos o de una mezcla de reactivos y productos. El
equilibrio se indica con dos flechas opuestas entre los reactivos y los productos:
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
Desde el punto de vista termodinámico, la composición de la mezcla de
equilibrio se corresponde con una energía libre de Gibbs mínima. Desde el punto de
vista cinético, el equilibrio se alcanza cuando las velocidades de la reacción directa
(reactivos
productos) y de la reacción opuesta (productos
reactivos) son iguales.
Es decir, que el equilibrio químico es un equilibrio dinámico.
El conocimiento del equilibrio químico es de gran importancia tanto en el
laboratorio como en la industria química. Si se quiere que una planta industrial sea
rentable, hay que saber cómo maximizar los rendimientos, es decir, conocer las
condiciones más favorables para cada proceso. El cálculo de la composición de una
mezcla de reacción en equilibrio, bajo ciertas condiciones de presión y temperatura, nos
dice cuánto producto se puede formar, y el cambio de dichas condiciones puede afectar
considerablemente al rendimiento.
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 167 -
QUÍMICA
Grado en Física
(a)
(b)
Figura 9-1.- (a) Variación de las concentraciones de N2, H2 y NH3
con el tiempo en la síntesis del amoniaco. (b) Variación de las
concentraciones de NH3, N2 y H3 con el tiempo en la descomposición
del amoniaco. (Los dos gráficos corresponden a experimentos a
temperaturas diferentes).
(P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012)
LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
El estado de equilibrio se caracteriza por una relación extremadamente sencilla
entre las actividades de los productos y de los reactivos. Así, cuando la reacción de
síntesis del amoniaco alcanza el equilibrio,
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
se verifica que
en donde la actividad de cada gas i es ai = Pi/Pº, y K es la constante de equilibrio de la
reacción a la temperatura correspondiente.
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 168 -
QUÍMICA
Grado en Física
Para una reacción general
ν1A1 + ν2A2
ν3A3 + ν4A4
el cociente de reacción Q es
siendo ai la actividad de cada reactivo o producto Ai. El cociente de reacción cambia a
medida que avanza la reacción. Cuando la reacción alcanza el equilibrio, se verifica que
Así, pues, la constante de equilibrio K es el valor del cociente de reacción en el
equilibrio, Qeq. Es una magnitud adimensional positiva, ya que la actividad de cada
sustancia es un número positivo. La ecuación anterior es la expresión matemática de la
ley del equilibrio químico.
Es muy importante tener en cuenta que la constante de equilibrio de una reacción
está ligada a la ecuación química, ya que en la ley del equilibrio químico intervienen los
coeficientes estequiométricos, νi. Por ejemplo, la ecuación química de la reacción del
hidrógeno con el yodo para formar yoduro de hidrógeno puede escribirse como
H2(g) + I2(g)
2HI(g)
o como
½ H2(g) + ½ I2(g)
HI(g)
En el primer caso, la constante de equilibrio a 700 K es
mientras que en el segundo,
Es decir, que si la ecuación química se multiplica o se divide por un número, la
constante de equilibrio de la ecuación resultante se eleva a dicho número o a su inverso,
respectivamente. Por lo tanto, siempre que se da la constante de equilibrio de una
reacción debe escribirse la ecuación química correspondiente. La tabla 9-1 muestra las
constantes de equilibrio de algunas reacciones químicas a varias temperaturas.
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 169 -
QUÍMICA
Grado en Física
Tabla 9-1.- Constantes de equilibrio de algunas reacciones químicas (*)
__________________________________________________________
_________________________________________________________
(*) P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012.
La ley del equilibrio químico fue establecida empíricamente por C. Guldberg y P
Waage en 1864, utilizando concentraciones en vez de actividades, llamándola ley de
acción de masas (de masas activas o concentraciones).
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 170 -
QUÍMICA
Grado en Física
Deducción termodinámica de la ley del equilibrio químico
Como se demostró en la lección 6, la energía libr de reacción, ∆G, varía durante
una reacción química según la ecuación
∆G = ∆Gº + RTlnQ
Esta ecuación relaciona la energía libre de reacción ∆G con el cociente de reacción Q
en cada instante. Hay que distinguir claramente entre ∆G y ∆Gº. Éste es el cambio de
energía libre cuando la reacción tiene lugar en condiciones estándar (es decir, cuando
todos los reactivos y productos se encuentran en sus estados estándares) y su valor se
calcula a partir de los datos termodinámicos, mientras que el valor de ∆G depende de las
condiciones reales del sistema reaccionante y del grado de avance de la reacción, es
decir, del cociente de reacción Q. Si inicialmente sólo hay reactivos, Q = 0 y ∆G < 0: la
reacción será espontánea hacia la derecha. Si inicialmente sólo hay productos, Q = y
∆G > 0: la reacción espontánea será la opuesta (hacia la izquierda). Cuando en el
sistema reaccionante hay reactivos y productos, el signo de ∆G depende de los valores
de ∆Gº y de Q. En cualquier caso, la reacción evolucionará espontáneamente en el
sentido en que ∆G
0, es decir, hacia un estado de equilibrio.
Cuando se alcanza el equilibrio, ∆G = 0 y Q = K. Por tanto, en el equilibrio
0 = ∆Gº + RTlnK
de donde se obtiene
Esta ecuación, que es la ley del equilibrio químico, es de enorme importancia, ya que
permite calcular la constante de equilibrio a cualquier temperatura T a partir de ∆Gº a
esta temperatura.
Obsérvese que cuando ∆Gº de una reacción es grandemente negativa, la
constante de equilibrio es grande y, por consiguiente, la mezcla de equilibrio se
compone sobre todo de productos. Es decir, que la reacción es prácticamente total. Así
ocurre con la reacción
H2(g) + Cl2(g)
Jesús Verdú Dólera
2HCl(g)
Universdad de Valladolid
- 171 -
QUÍMICA
Grado en Física
cuya constante de equilibrio es K = 4,0 x 1031, a 700 K. Si ∆Gº de la reacción es
positiva y muy grande, la constante de equilibrio es muy pequeña y la mezcla de
equilibrio apenas tiene productos. Así ocurre con la reacción
N2(g) + O2(g)
2 NO(g)
cuya constante de equilibrio es K = 3,4 x 10-21, a 800 K. Ese valor de la constante de
equilibrio indica que cuando se alcanza el equilibrio la cantidad de producto formado es
muy pequeña comparada con las cantidades de reactivos.
Consideremos ahora una mezcla de reactivos y productos que no está en
equilibrio. ¿En qué sentido tendrá lugar la reacción hasta alcanzar el equilibrio? A esta
pregunta se puede contestar conociendo la constante de equilibrio K (determinada
experimentalmente o calculada a partir de ∆Gº) y calculando el cociente de reacción Q a
partir de la composición de la mezcla de reacción. Teniendo en cuenta que
∆G = ∆Gº + RTlnQ
y que
∆Gº = - RTlnK
se obtiene la ecuación
donde el cociente Q/K representa una medida de la espontaneidad de la reacción en uno
u otro sentido:
a) Si Q/K > 1, (Q > K),
> 0: la reacción directa no es espontánea; es
espontánea la reacción opuesta, es decir hacia los reactivos.
b) Si Q/K < 1, (Q < K),
< 0: la reacción directa es espontánea (hacia los
productos)
c) Si Q/K = 1, (Q = K),
= 0: la reacción está en equilibrio.
Conclusión: la reacción evoluciona espontáneamente en el sentido en que Q
K.
En este punto es preciso reiterar que espontáneo no es sinónimo de inmediato.
Para que una reacción ocurra es condición necesaria que
< 0, aunque esto no es
suficiente garantía para que la reacción tenga lugar a una velocidad detectable. Además,
∆G determina la espontaneidad y ∆Gº determina el valor de la constante de equilibrio.
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 172 -
QUÍMICA
Grado en Física
INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA CONSTANTE
DE EQUILIBRIO
A una temperatura determinada, T, la constante de equilibrio de una reacción
está relacionada con la energía libre de Gibbs estándar de la reacción por la ecuación
Las tablas termodinámicas (Apéndice 2) recogen los datos termodinámico (∆G0f, ∆H0f y
S0m) a 25 ºC. Asumiendo que ∆H0 y ∆S0 son prácticamente independientes de la
temperatura), la energía libre de Gibbs estándar a cualquier temperatura T se puede
calcular con la ecuación
∆GºT = ∆H0 - T∆S0.
y a partir de ∆GºT calcular la constante de equilibrio
.
Veamos ahora como varía la constante de equilibrio con la temperatura. Es
decir, cual es la relación entre las constantes de equilibrio K1 y K2 a dos temperaturas T1
y T2, respectivamente. Como
La ecuación de van’t Hoff permite calcular la entalpía de reacción estándar, ∆H0,
conociendo las constantes de equilibrio a dos temperaturas, o calcular la constante de
equilibrio a cualquier temperatura conociendo la entalpía de reacción estándar y la
constante de equilibrio a una temperatura (por ejemplo, a 25 ºC).
Obsérvese que la dependencia de la constante de equilibrio con la temperatura,
dada por la ecuación de van’t Hoff, es análoga a la de la presión de vapor de un líquido
o sólido puro con la temperatura (ecuación de Clausius-Clapeyron).
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 173 -
QUÍMICA
Grado en Física
EQUILIBRIO QUÍMICO EN FASE GASEOSA
Para una reacción química en fases gaseosa ideal, la ley del equilibrio químico
es
ya que la actividad de cada gas i es ai =Pi/Po, siendo Po la presión estándar (1 bar). Si
los gases no son ideales (como ocurre a presiones altas), es preciso sustituir las
presiones parciales por fugacidades. Es decir,
en donde γι es el coeficiente de fugacidad o de actividad de cada gas i, cuya
determinación se sale del propósito de este curso. No obstante, salvo presiones muy
altas, los coeficientes de fugacidad pueden considerarse iguales a la unidad.
Para los cálculos estequiométricos de los equilibrios, se utilizan frecuentemente
las constantes de equilibrio Kp, Kc y Kx, definidas en función de presiones parciales Pi,
concentraciones ci o fracciones molares xi, respectivamente, en lugar de actividades:
Estas constantes se relaciona fácilmente entre sí teniendo en cuenta que, en una mezcla
de gases ideales, Pi = xiP, siendo P la presión total, y Pi = ciRT:
siendo ∆ν = Σνi, es decir, la suma de los coeficientes estequiométricosa de los productos
menos la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos.
Así, pues, la relación buscada es
Kp = Kc(RT)∆ν = KxP∆ν
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 174 -
QUÍMICA
Grado en Física
Observaciones importantes:
a) Las constantes Kp y Kc tienen dimensiones de P∆ν y c∆ν, respectivamente, y Kx
es adimensional.
b) Si las presiones se expresan en bares, la constante Kp es numéricamente igual a
la constante de equilibrio K.
c) Las constantes Kp y Kc sólo dependen de la temperatura (como K), mientras que
Kx depende de T y P.
d) Sólo la constante K (o Kp, según se ha dicho en b) se relaciona directamente con
∆Gº mediante la ecuación K = exp(-∆G0/RT).
EQUILIBRIO QUÍMICO EN FASE LÍQUIDA
Para aplicar la ley del equilibrio químico a las reacciones en fase líquida, hay
que tener en cuenta que la actividad puede expresarse en función de la fracción molar o
de la molaridad.
Si la actividad se define como ai = xi, la constante de equilibrio será
En este caso, ∆Gº se calcula a partir de los datos termodinámicos de las sustancias puras
(estado estándar, ai = xi = 1).
Si la actividad se define como ai = ci/cº, la constante de equilibrio es
y ∆Gº se calcula a partir de los datos termodinámicos de las sustancias en disolución
(estado estándar, cº = 1 mol/L).
Las expresiones anteriores de Kx y Kc son válidas para disoluciones ideales.
Para las mezclas no ideales hay que introducir los coeficientes de actividad γi al definir
la actividad.
Ejemplo:
Hidrólisis del acetato de etilo en disolución acuosa. La reacción es:
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 175 -
QUÍMICA
Grado en Física
La constante de equilibrio de una reacción en disolución depende del disolvente,
aunque éste no intervenga en la reacción (es decir, que no sea ni un reactivo ni un
producto). Por ejemplo, la disociación del N2O4 en un disolvente orgánico es:
Su valor depende del disolvente. Así, a 20 ºC, Kc = 1.4 x 10-4 en sulfuro de carbono,
2.3 x 10-5 en benceno, y 1.1 x 10-5 en cloroformo.
Entre los equilibrios en disolución merecen una atención especial los equilibrios
iónicos en disolución acuosa (ácido-base, formación de complejos,…), que se
estudiaran en los capítulos siguientes.
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 176 -
QUÍMICA
Grado en Física
EQUILIBRIO QUÍMICO HETEROGÉNEO
Hay muchas reacciones en las que las que intervienen más de una fase (gas y
sólido, por ejemplo, o líquido y sólido). Se llaman reacciones heterogéneas, y los
equilibrios correspondientes se denominan equilibrios heterogéneos. Por ejemplo,
cuando se calienta carbonato de calcio en un recipiente cerrado, se establece el
equilibrio
ya que las actividades de los sólidos son iguales a la unidad. La constante Kp de este
equilibrio es
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 177 -
QUÍMICA
Grado en Física
Entre los equilibrios heterogéneos merecen especial interés los equilibrios iónicos
heterogéneos o equilibrios de solubilidad, que se estudian en el capítulo 11.
COMBINACIÓN DE EQUILIBRIOS
A veces es necesario calcular la constante de equilibrio de una reacción a partir
de las constantes de equilibrio de otras reacciones. Un ejemplo sencillo es el de las dos
reacciones siguientes:
Esto indica que si se suman dos o más ecuaciones químicas, la constante de equilibrio
de la reacción resultante es el producto de las constantes de equilibrio de aquéllas.
Como es fácil de demostrar, esto es consistente con que
∆Gº3 = ∆Gº1 + ∆Gº2
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 178 -
QUÍMICA
Grado en Física
DESPLAZAMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Para una reacción química en equilibrio, se verifica que el cociente de reacción
es igual a la constante de equilibrio a la temperatura correspondiente, Q = K. Cualquier
cambio en el sistema que modifique el cociente de reacción Q o la constante de
equilibrio K, romperá el estado de equilibrio (Q K) y la reacción evolucionará para
alcanzar un nuevo estado de equilibrio, es decir Q K, ya sea desplazándose hacia la
izquierda (si Q > K) o hacia la derecha (si Q < K). Vamos a ver cuál es el sentido del
desplazamiento al modificar la composición del sistema (por adición o sustracción de
alguna sustancia, sea reactivo o producto), la presión o la temperatura.
Efecto de un cambio de composición.
El cambio de composición puede deberse a la adición o sustracción de un
reactivo o producto , o de una sustancia inerte, ya sea a V y T constantes o a P y T
constantes.
En los equilibrios en fase gaseosa, la adición de un reactivo, a V y T constantes,
hace que aumente la actividad de dicho reactivo y, en consecuencia, que Q < K: la
reacción se realizará hacia la derecha hasta que de nuevo Q = K. El mismo efecto tiene
la sustracción de un producto. La sustracción de un reactivo (o la adición de un
producto) tiene el efecto contrario.
A P y T constantes, la adición o sustracción de un reactivo o producto implica un
cambio de volumen y, en consecuencia, la modificación de las actividades de todos los
gases, por lo que no se puede saber, a priori, si Q aumenta o disminuye. Por tanto, el
equilibrio se desplazará a la derecha o a la izquierda, según los casos.
Si se añade un gas inerte, a V y T constantes, las actividades de los gases en el
equilibrio no cambian y, por tanto, el equilibrio no se ve afectado. Sin embargo, si la
adición es a P y T constantes, el V debe aumentar, con lo que varían las actividades de
todos los gases y, por tanto, Q, aunque no puede predecirse el sentido de
desplazamiento de la reacción.
En los equilibrios en fase líquida, a temperatura constante, la adición de un
reactivo (o sustracción de un producto) hace que Q < K y que el equilibrio se desplace
hacia la derecha. El efecto contrario tiene la sustracción de un reactivo (o la adición de
un producto).
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 179 -
QUÍMICA
Grado en Física
En los equilibrios heterogéneos, la adición de un reactivo o producto sólido no
afecta al equilibrio, ya que su actividad es igual a la unidad, cualquiera que sea la
cantidad de sólido presente en el equilibrio.
Efecto de un cambio de presión (o de volumen)
En los equilibrios en fase gaseosa, el efecto de un cambio de P ( o de volumen)
se puede deducir de la relación entre Kp y Kx:
Kp = Kx P∆ν
Si ∆ν > 0, un aumento de presión (o disminución de volumen) hace que
disminuya Kx, ya que el producto Kx P∆ν es constante (Kp, que sólo varía con la
temperatura). Es decir, disminuyen las fracciones molares de los productos y aumentan
las de los reactivos, lo que significa que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Así
ocurre, por ejemplo, con la reacción
2SO3(g)
2SO2(g) + O2(g)
en la que ∆ν = 1.
Si ∆ν < 0, un aumento de la presión tiene un efecto contrario al anterior: el
equilibrio se desplaza hacia la derecha. Por ejemplo, en la reacción
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
donde ∆ν = -2.
Si ∆ν = 0, un cambio de la presión no ejerce efecto alguno, ya que en este caso
Kx no depende de la presión (Kx = Kp). Por ejemplo, en la reacción
H2(g) + Cl2(g)
2HCl(g)
En general, un aumento de la presión desplaza el equilibrio en el sentido en que
disminuya la cantidad de gases. El efecto contrario tiene una disminución de la presión.
Los equilibrios en fase líquida son prácticamente insensibles a los cambios de
presión (salvo que estos sean muy grandes), ya que los líquidos son poco compresibles.
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 180 -
QUÍMICA
Grado en Física
Efecto de un cambio de temperatura
En los casos anteriores, el cambio de composición o de presión hacía que
cambiase Q, haciéndose distinto de K y rompiendo el equilibrio. Sin embargo, un
cambio de temperatura hace que cambie el valor de K, con lo que Q debe variar para
hasta alcanzar el nuevo valor de K.
El efecto de un cambio de temperatura sobre el equilibrio puede predecirse
mediante la ecuación de Van’t Hoff:
Si ∆Hº > 0 (reacción endotérmica), un aumento de temperatura (T2 > T1) hace
que aumente la constante de equilibrio (K2 > K1). Es decir, que la reacción se desplaza
hacia la derecha.
Si ∆Hº < 0 (reacción exotérmica), un aumento de la temperatura (T2 > T1) hace
que disminuya la constante de equilibrio (K2 < K1). Es decir, que la reacción se desplaza
hacia la izquierda (sentido endotérmico).
En general, cuando se eleva la temperatura de una reacción en equilibrio, la
reacción se desplaza en el sentido donde sea endotérmica, es decir, en el sentido en que
absorba calor. El efecto opuesto tiene una disminución de la temperatura.
Principio de Le Chatelier
El sentido en que se desplaza una reacción en equilibrio en respuesta a un
cambio de alguna de las variables del sistema (composición, presión o temperatura),
puede predecirse en muchos casos mediante el principio de Le Chatelier: “Si una
reacción química se somete a un cambio en alguna de las condiciones de equilibrio
(composición, presión o temperatura), la reacción se desplaza hacia un nuevo estado
de equilibrio en el sentido en que se contrarreste –al menos parcialmente- el cambio
efectuado”. O en otras palabas, “cuando se perturba un sistema en equilibrio, éste
responde tendiendo a minimizar el efecto de la perturbación”. Así, si se añade un
reactivo, la reacción se desplaza hacia la derecha, eliminando en parte el reactivo
añadido; si se aumenta la presión de un equilibrio en fase gaseosa, la reacción se
desplaza en el sentido en que haya menos cantidad de gases, oponiéndose así al
aumento de presión; si se aumenta la temperatura, la reacción se desplaza en sentido
endotérmico, es decir, absorbiendo parcialmente el calor añadido para aumentar la
temperatura.
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 181 -
QUÍMICA
Grado en Física
Así, pues, el principio de Le Chatelier puede utilizarse para predecir
cualitativamente las condiciones termodinámicas más favorables de una reacción.
Consideremos, por ejemplo, la síntesis industrial de amoniaco por el proceso Haber:
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
∆Hº = -92 kJ/mol
Dado que la reacción es exotérmica, la constante de equilibrio disminuya el aumentar la
temperatura (K = 6.0 x 105, a 25 ºC; K = 1.5 x 10-5, a 500 ºC). Por otra parte, como ∆ν
= -2, las presiones elevadas favorecen la formación de amoniaco. Por tanto, las
condiciones más favorables son una temperatura baja y una presión elevada. Sin
embargo, aunque termodinámicamente son éstas las condiciones más favorables,
cinéticamente no lo son, ya que a temperaturas ordinarias la velocidad de la reacción es
inapreciable. Como la velocidad de reacción aumenta con la temperatura, la reacción
debe realizarse a temperatura elevada, aunque disminuya la constante de equilibrio. En
el proceso Haber se trabaja a una temperatura de unos 500 ºC y una presión de 200 a
500 atm, en presencia de un catalizador. El amoniaco es uno de los productos químicos
más importantes de la industria química.
CÁLCULOS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
Los cálculos más habituales relacionados con el equilibrio químico son:
a) Cálculo de la constante de equilibrio a partir de datos termodinámicos, mediante
la ecuación
.
Ejemplo 9.1. Para la reacción
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
. Calcular la constante de equilibrio a 25 ºC.
Sol.: 6,60x105
b) Cálculo de la constante de equilibrio a partir de datos experimentales de
concentraciones en el equilibrio, a una temperatura determinada.
Ejemplo 9.2. Supóngase que en la reacción de síntesis del amoniaco,
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
las concentraciones de equilibrio, a 750 K, son 0.400 mol/L de N2, 1.20 mol/L
de H2 y 0.200 mol/L de NH3. Calcular las constantes de equilibrio K, Kp, Kc y
Kx.
Sol.: K = 1,50x10-5
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 182 -
QUÍMICA
Grado en Física
c) Cálculo de las concentraciones de equilibrio, conociendo la constante de
equilibrio de la reacción.
Ejemplo 9.3. La constante de equilibrio de la reacción
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
-5
es K = 1.50 x 10 , a 500 ºC. Si se mezclan N2 a 1.00 bar y H2 a 2.00 bar en un
reactor de volumen constante, ¿cuál será la presión parcial del amonico en el
equilibrio?
Sol.: 0.0110 bar
d) Cálculo del nuevo estado de equilibrio cuando se alteran las condiciones
(composición, presión o temperatura) de un sistema en equilibrio.
Ejemplo 9.4. Si una vez alcanzado el equilibrio en el ejercicio 9.3., se inyecta
N2 a la presión de 5 bar: (a) ¿cuál será la presión parcial del amoniaco cuando
reacción alcance de nuevo el equilibrio; (b) ¿Y si se hubiese reducido el
volumen del reactor a la mitad?
Sol.: (a) 0.0265 bar; (b) 0.0431 bar
Jesús Verdú Dólera
Universdad de Valladolid
- 183 -