EQUILIBRIO QUÍMICO Muchas de las reacciones químicas finalizan

Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°17, Específico.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Muchas de las reacciones químicas finalizan cuando las sustancias reaccionantes se
agotan. A este tipo de reacción se les conoce como reacciones irreversibles, sin embargo, en
la mayoría de los casos los reactantes se convierten en productos y los productos en
reactantes. Cuando esto ocurre se dice que la reacción es reversible.
La situación descrita anteriormente se muestra en la siguiente reacción:
⇔
Dónde los coeficientes a, b, c y d corresponden a los valores de la ecuación química
balanceada.
Se produce un equilibrio químico cuando los reactantes se forman tan rápidamente
como los productos, de modo que la composición de la mezcla permanece constante y no
cambia en el tiempo. En otras palabras la velocidad de formación de los productos es igual a la
velocidad con que los productos vuelven a regenerar los reactantes:
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
La expresión anterior corresponde a la llamada constante de equilibrio, que es una medida
cuantitativa del equilibrio químico. La constante de equilibrio no depende de las proporciones
en las cuales se mezclan los reactantes ni de la presión, solo varía con la temperatura a la cuál
se encuentre el sistema.
Cabe destacar que en la expresión anterior sólo se consideran gases o sustancias en solución
acuosa, líquidos puros y sólidos NO se consideran, dado que sus concentraciones son
constantes y no cambian en el tiempo y dicho efecto se encuentra incluido en la constante de
equilibrio.
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Constante de Equilibrio para Fase Gaseosa, expresada en función de Presiones
Parciales.
Además de constantes Kc en función de las concentraciones molares, podemos expresar para
un sistema en equilibrio en fase gaseosa su constante de equilibrio en función de la presión
parcial de cada componente:
Sea la siguiente reacción:
( )
( )
⇔
( )
Dónde:
[
]
] [
[
]
La concentración molar de un gas en equilibrio la podemos calcular, empleando la ley de los
gases ideales, mediante:
[
(
]
)
(
)
Dónde: i: representa al compuesto 1, 2, 3,…, n de la reacción dada.
Remplazando en la expresión de equilibrio, tenemos:
[ (
)]
[ (
)] [ (
)]
Una derivación de la expresión anterior para una ecuación general del tipo:
⇔
(
Dónde:
(
)
(
)
)
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Perturbación de un Sistema en Equilibrio: Principio de Le Chatelier
Una vez establecido el equilibrio en un sistema, no se observará ningún cambio, siempre y
cuando, las condiciones externas permanezcan inalteradas. Pero, si se alteran las condiciones
externas el equilibrio del sistema es perturbado, lo que produce un cambio espontaneo hasta
que el sistema alcance un nuevo equilibrio. Para expresar la dirección neta en la cual el
equilibrio se desplaza en una reacción química, se usan las expresiones “hacia la derecha” o
“hacia la izquierda”, entendiéndose que se desplaza hacia los productos o reactantes
respectivamente.
En 1884 Henry Le Chatelier estableció el siguiente principio que permite predecir fácilmente el
efecto cualitativo de las perturbaciones sobre equilibrios químicos:
“Cuando una acción externa perturba un sistema en equilibrio, el sistema reacciona
desplazándose en la dirección que minimiza el efecto de la perturbación hasta alcanzar un
nuevo estado de equilibrio”.
Las siguientes alteraciones externas afectan el equilibrio químico de un sistema:
-
Cantidad de un reactivo o producto.
Volumen de reacción (presión).
Temperatura.
Efecto del Cambio de Cantidades de las Especies Reaccionantes:
Tomemos el ejemplo descrito anteriormente:
( )
( )
⇔
( )
[ ]
Si al sistema descrito anteriormente en equilibrio adicionamos un mol de
( ),
según el
principio de Le Chatelier, constituye una perturbación al equilibrio inicial, por lo que este
desplazará rápidamente en la dirección que se minimice la perturbación y restablezca el
equilibrio, lo que en este caso será hacia la izquierda, favoreciendo la formación de reactantes.
En consecuencia al modificar las concentraciones en equilibrio de un sistema, este se
desplazará en la dirección que se minimice dicha perturbación, es decir:
-
Si modificamos concentración de reactantes el equilibrio se desplazará hacia la derecha
(productos).
Si modificamos concentración de productos el equilibrio se desplazará hacia la izquierda
(reactantes).
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Efecto de Cambiar el Volumen de Reacción (Presión):
Para el ejemplo anterior si el volumen inicial en donde se desarrolla la reacción es de 10 [L] y
súbitamente se reduce a 1 [L], según el principio de Le Chatelier el sistema trata de reducir
este súbito aumento de densidad disminuyendo el número total de moléculas gaseosas, es
decir, según la reacción:
( )
( )
⇔
[ ]
( )
[ ]
El equilibrio se desplazará en la dirección en dónde exista un menor numero total de moles, en
este caso, hacia la derecha, ya que por cada 2 moles generados de
( ) se consumen 3
moles de reactantes.
En general:
Una disminución/aumento del volumen (presión) el equilibrio se desplazará en la dirección
de menor/mayor número total de moles.
Efecto de Modificar la Temperatura:
En general los valores de las constantes de equilibrio dependen de la temperatura, por lo tanto
si se modifica la temperatura de un sistema inicialmente en equilibrio, debe producirse una
reacción neta para que el sistema alcance el equilibrio a la nueva temperatura.
Según el principio de Le Chatelier un aumento de la temperatura es una perturbación que
puede minimizarse la producirse una reacción neta que absorba calor. Considerando nuestro
ejemplo tenemos que la reacción es exotérmica:
( )
( )
⇔
( )
Por lo que una reacción neta que absorba calor es la producción de oxígeno y dióxido de
azufre (hacia la izquierda).
En general:
-
En una reacción endotérmica, un aumento de la temperatura hace que el K aumente
y el equilibrio se desplace hacia los productos.
En una reacción exotérmica un aumento de temperatura hace que K disminuya y el
equilibrio se desplace hacia los reactantes.
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Efectos de un Catalizador:
La presencia de un catalizador en una reacción reversible tiene el efecto de acelerar ambas
reacciones, tanto la directa (hacia los productos), como la inversa (hacia los reactantes), lo
que conlleva que el equilibrio se alcance más rápido, pero no afecta las composiciones o
cantidades finales de equilibrio que se alcancen en un sistema determinado.
EJERCICIOS
1.
La constante de equilibrio (K) correspondiente a la ecuación

 2 NO( g )
N2 ( g )  O2 ( g ) 

Se representa por
A) K 
 N 2 O2 
2
 NO
2  NO 
B)
 NO
K
 N 2 O2 
D)
 N  O 
K
2  NO 
2
2
C) K 
E) K 
2.
 N 2 O2 
2
2
2  NO 
2  N 2   2 O2 
Para la reacción en equilibrio

 2 NH3 ( g )
N2 ( g )  3H 2 ( g ) 

¿Cuál de los siguientes cambios no alterará la constante e equilibrio?
A) Adición de N2.
B) Adición de H2.
C) Aumento de la presión
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D) Disminución de la presión.
E) Aumento de la temperatura.
Las siguientes reacciones químicas se encuentran en equilibrio en un sistema cerrado. Si
se aumenta la presión del sistema, ¿cuál equilibrio se desplaza a favor del o los productos?
3.
A)

 2Cu2O( s )  O2( g )
4CuO( s ) 

B)

 COCl2( g )
CO( g )  Cl2( g ) 

C)

 PCl3( g )  Cl2( g )
PCl5( g ) 

D)

 2 NO2( g )
N2O4( g ) 

E)
4.

 N2( g )  3H 2( g )
2 NH3( g ) 

En el siguiente sistema

 2HI ( g )
H 2 ( g )  I 2 ( g ) 

H = -11 kJ
El equilibrio se puede desplazar hacia la formación de H2 y I2
i)
ii)
iii)
disminuyendo la temperatura
aumentando la concentración de HI.
aumentando la concentración de H2.
Es (son) correcta (s)
A)
Sólo I.
B)
Sólo II.
C)
Sólo III.
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D)
Sólo I y II.
E)
Sólo II y III.
5.
Según la ecuación

 H  (ac)  ClO (ac)
HClO(ac) 

La constante de equilibrio para la disociación el ácido hipocloroso, está representada por
 H   ClO  
A) K 
 HClO
 H    ClO  
B) K 
 HClO
C) K   H   ClO 
D) K 
E) K 
6.
 HClO
 H   ClO  
 HClO
 H    ClO  
Para la reacción en estado de equilibrio

 4 NO( g )  6H 2O( g )
4 NH3 ( g )  5O2 ( g ) 

La constante de equilibrio para la disociación el ácido hipocloroso, está representada por
 NH 3  O2 
K
4
6
 NO  H 2O
4
A)
C) K 
E) K 
5
4  NO   6  H 2O 
4  NH 3   5 O2 
 NO  H 2O
4
5
 NH 3  O2 
4
B) K 
D) K 
6
4  NH 3   5 O2 
4  NO   6  H 2O 
4  NO   6  H 2O 
4  NH 3   5 O2 
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7.
Para la reacción en estado de equilibrio

 CuCl2( s )  2 NaNO3( ac )
Cu  NO3 2( ac )  2 NaCl( ac ) 

La expresión de la constante de equilibrio es
Cu  NO3 2   NaCl 
A) K 
CuCl2  NaNO3 
B) K 
CuCl2  NaCl 
Cu  NO3 2   NaNO3 
C) K 
CuCl2  NaNO3 
Cu  NO3 2   NaCl 
 NaNO3 
K
2
Cu  NO3 2   NaCl 
2
D)
E) N.A.
8.
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