Equilibrio químico.

2º Bachillerato
EQUILIBRIO QUÍMICO
Equilibrio químico
1. Concepto de equilibrio químico.
2. ΔG en un proceso isotermo.
3. Constante de equilibrio Kp.
4. Constante de equilibrio Kc.
5. Constante de equilibrio Kx.
6. Equilibrio en varias etapas.
7. Grado de disociación α, relación con Kc.
8. Dependencia de la Kp con la temperatura.
9. Factores que afectan al equilibrio. Principio
de Le Chatelier.
Equilibrio químico
2
1. Concepto de equilibrio químico
 Un sistema está en equilibrio cuando su
composición química es constante en el tiempo.
 La reacción nunca llega a completarse, pues se
produce en ambos sentidos (los reactivos forman
productos, y a su vez, éstos forman de nuevo
reactivos).
 Cuando la velocidad de la reacción directa iguala a
la velocidad de la reacción inversa se alcanza el
equilibrio y se trata de un equilibrio dinámico.
 Cuando las concentraciones de reactivos y
productos se estabiliza se llega al EQUILIBRIO
QUÍMICO.
Equilibrio químico
3
Equilibrio de moléculas
(H2 + I2  2 HI)
© GRUPO ANAYA. S.A.
Equilibrio químico
4
Concentraciones (mol/l)
Variación de la concentración con
el tiempo (H2 + I2  2 HI)
Equilibrio químico
[HI]
[I2]
[H2]
Tiempo (s)
Equilibrio químico
5
Reacción: H2 + I2  2 HI
Equilibrio químico
6
 Si la composición es constante entonces las proporciones
de cada sustancia en el equilibrio también son constantes
Estas están fijadas por la constante de equilibrio, que
solo depende de la temperatura.
 El criterio termodinámico para el equilibrio, a presión y
temperatura constante, es que la variación de energía
libre de Gibbs sea cero.
Greacción
0
ó
Greactivos
G productos
 Debe existir una relación entre la composición en el
equilibrio, la constante de equilibrio y la variación de
energía libre de Gibbs.
Equilibrio químico
7
2. ΔG en un proceso isotermo
G
H TS
dG
dG
dU
dU
dU
dQ
dQ
T
dS
y
H
U
pdV Vdp TdS
pdV Vdp TdS
pdV
pV
sustituyendo y diferenciando
SdT
a T constante
considerando el primer principio
y la definición de entropía
se tiene...
dG Vdp
nRT
dp
dG nRT
p
p
E integrando esta expresión entre las concidones iniciales y finales...
2
2 dp
p
dG nRT
G G2 G1 nRT ln 2
1
1 p
p1
Para un gas perfecto V
Si consideramos como el origen las condiciones estándar se tiene...
p
G G G º nRT ln
G G º nRT ln p
1 atm
Equilibrio químico
8
3. Constante de equilibrio (Kp)
Dada la reacción : a A b B
cC d D
Greacción
n pG p
p
n p G po
Greacción
nr Gro
n p RT ln p p
p
Greacción
o
reacción
G
nr Gr
r
nr RT ln pr
r
o
reacción
G
pCc pDd
RT ln a b
p A pB
pCc pDd
RT ln a b
p A pB
en el equilibrio
o
reacción
G
Greacción
0
RT ln Kp donde Kp
pCc pDd
p Aa pBb
 ΔGº, R y T son ctes, entonces Kp también es constante.
 A Kp se la denomina constante de equilibrio referida a
presiones y solo depende de la temperatura.
 Naturalmente aquí solo intervienen sustancias gaseosas.
Equilibrio químico
9
4. Constante de equilibrio (Kc)
Para un gas ideal pV
Kp
c
C
a
A
d
D
b
B
p ·p
p ·p
c
C · D
a
A · B
nRT , y como
n
es la concentración molar
V
d
b
RT
n
 El cociente de concentraciones en el equilibrio se denomina
constante de equilibrio referida a concentraciones.
c
Kc
C · D
a
A · B
d
b
y
Kp
Kc RT
n
 La constante Kc cambia con la temperatura.
 ¡ATENCIÓN!: 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.
Equilibrio químico
10
Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g). Se hacen
cinco experimentos en los que se introducen diferentes
concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO2 y O2). Se
produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden
las concentraciones tanto de reactivos como de productos
observándose los siguientes datos:
Concentr. iniciales (mol/l)
Concentr. equilibrio (mol/l)
[SO2]
[O2]
[SO3]
[SO2]
[O2]
[SO3]
Kc
Exp 1
0,20
0,20
—
0,030
0,115
0,170
279,2
Exp 2
0,15
0,40
—
0,014
0,332
0,135
280,1
Exp 3
—
—
0,20
0,053
0,026
0,143
280,0
Exp 4
—
—
0,70
0,132
0,066
0,568
280,5
Exp 5
0,15
0,40
0,25
0,037
0,343
0,363
280,6
La constante de equilibrio se obtiene de la expresión: Kc
SO3
2
2
SO2 · O2
y como se ve esprácticamente constante.
Equilibrio químico
11
Conocida la constante de equilibrio Kc para la reacción de
formación del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) (KC
= 1,996 ·10–2) , calcular la constante Kp a 1000 K
Equilibrio:
n
Kp
n productos
Kc RT
N2
nreactivos
n
2 (3 1)
Kp 1,996 10
Kp
2,97 10
Equilibrio químico

3 H2
n
2
2 NH 3
2
0, 082 1000
2
6
12
La constante de equilibrio Kc de la reacción: N2O4  2 NO2
vale 0,671 a 45 ºC. Calcule la presión total en el equilibrio en
un recipiente que se ha llenado con N2O4 a 10 atm y a dicha
temperatura. Datos: R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1.
De la ecuación de los gases perfectos
NO2

2 NO2
Equilibrio:
N 2O4
conc. inicial
0,383
conc. equilibrio
Kc
NO2
2
NO2 = 0,701 M
p
NO2
0,383 x
y
N 2O4 RT
0,383 M
2x
x
N 2O4
p
10
0, 082 318
0
4x2
0, 671
0,383 x
N 2O4
inicial
p
RT
0,35
0, 032 M
(0,701+0, 032) 0, 082 318
p 19,11 atm
Equilibrio químico
13
5. Constante de equilibrio (Kx)
Según la ley de Dalton la presión parcial de un gas en una mezcla de gases es:
pi
Xi p
Kp
pCc · pDd
p Aa · pBb
X Cc · X Dd
p
a
b
X A ·X B
n
 El cociente de fracciones molares en el equilibrio se denomina
constante de equilibrio referida a fracciones molares.
Kx
X Cc · X Dd
X Aa · X Bb
y
Kp
Kx p
n
 El valor de Kc y Kx, dada su expresión, depende de cómo se
ajuste la reacción.
 Son válidas para gases, pero especialmente útiles para
reacciones en disolución.
Equilibrio químico
14
concentración
KC >
105
KC ≈ 100
tiempo
tiempo
concentración
concentración
Significado del valor de Kc
KC < 10-2
tiempo
Equilibrio químico
15
En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de
N2(g) y 12 moles de H2(g);
a) Escribir la reacción de equilibrio;
b) Si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g),
determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la
constante Kc.
a) Equilibrio:
N 2( g )
3 H 2( g )  2 NH 3( g )
moles iniciales
4
12
0
moles equilibrio
3,54
10, 62
0,92
b) Concentración molar:
3,54
N2
0,354 M ; H 2
10
Constante de equilibrio Kc:
Kc
NH 3
N2
2
H2
3
0, 0922
0,354 1, 0623
1, 062 M ;
Kc
Equilibrio químico
NH 3
0, 092 M
0, 02
16
En un recipiente de 250 mL se introducen 3 g de PCl5,
estableciéndose el equilibrio: PCl5(g)  PCl3 (g) + Cl2(g). Sabiendo
que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la
composición molar del equilibrio..
a) Equilibrio:
PCl5( g )  PCl3( g )
moles iniciales
3 / 208, 22
0
moles equilibrio
0, 0144 x
x
0, 0144 x
x
Concent. equil:
0, 25
0, 25
A partir de la constante de equilibrio Kc:
Kc
Cl2
PCl3
PCl5
0, 48
Cl2( g )
0
x
x
0, 25
x2
0, 0144 x 0, 25
x
0,013
las composición molar en el equilibrio son:
nCl2
nPCl3
0, 013 moles; nPCl5
0, 0014 moles
Equilibrio químico
17
6. Equilibrio en varias etapas
 Algunas reacciones ocurren en varias etapas.
A
B  C
1 C
D  E
M
K2
1
F  P
R
K3
1
E
K1
A B D FM
1
A
E
K
K1 / K 2
K1
F  C
B  E
K1 K 2 K 3
K
B  C
A
1
P R
K
K2
F
K
 Cuando una reacción se puede expresar como suma o resta
de varias reacciones parciales, su constante de equilibrio es
igual al producto o cociente de las constantes de equilibrio de
las reacciones parciales.
Equilibrio químico
18
Calcula la constante de equilibrio de formación de CO, dadas las
constantes de equilibrio de formación de CO2 y a la oxidación de CO
a CO2.
La reacción de formación de CO es muy dificil de estudiar
porque es inevitable que se forme CO 2 al mismo tiempo.
A)
B)
C)
2 C( s ) O2( g )
C( s ) O2( g )
2CO( g )
KA
CO2( g )
2 CO( g ) O2( g )
KB
2CO2( g ) K C
2
CO
O2
CO2
O2
CO2
CO
2
2
O2
Se comprueba que la ecuación A 2 B C
KA
2
B
K
KC
K B2 K C 1
2
CO2
O2
2
CO
2
CO2
Equilibrio químico
O2
2
CO
2
O2
19
7. Grado de disociación ( )
 Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe
un único reactivo que se disocia en dos o más,
y muy a menudo en equilibrios en disolución
acuosa.
 Es la fracción de un mol que se disocia (tanto
por 1).
 En consecuencia, el % de sustancia disociada es
igual a 100 · .
Equilibrio químico
20
En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1
mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042;
a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el
equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
PCl5( g )  PCl3( g ) Cl2( g )
El equilibrio es:
inicial
equilibrio
Conc. equil.
Kc
x 1 x
5 5
2 x
5
0, 042
2
1
0
2 x
2 x
5
1 x
1 x
5
x
x
5
PCl3
x (1 x)
(2 x) 5
El grado de disociación es:
=
Kc
x
0, 282
Cl2
PCl5
C0 C
C0
2 / 5 0,343
2/5
Equilibrio químico
PCl3
Cl2
PCl5
0, 256 M
0, 057 M
0,343 M
=0,142=14,2%
21
Ahora utilizando el grado de disociación…
En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1
mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042;
a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el
equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
El equilibrio es:
inicial
equilibrio
2
Conc. equil.
Kc
PCl5( g )  PCl3( g ) Cl2( g )
1 2
5
2(1
2(1
)
1 2
0
2
2(1
)
1 2
5
2
5
5
2
5
)
0, 042
1
1 2
2(1
2
) 5
5
Equilibrio químico
Kc
0,141
PCl3
Cl2
PCl5
PCl3
0, 256 M
Cl2
PCl5
0, 056 M
0,344 M
22
Relación entre Kc y
Sea el equilibrio en disolución:
A( aq )
inicial
C0
equilibrio
Kc
 B( aq )
C0 (1
B
C
A
C0 C0
C0 (1 )
)
C( aq )
0
0
C0
C0
Kc
En el caso, bastante frecuente de que
C0
1
2
sea muy pequeño
se podrá despreciar frente a la unidad y la constante de equilibrio...
Kc  C0
2
Equilibrio químico
23
Dado el equilibrio (Kc = 0,042): PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) ¿Cuál
sería el grado de disociación y el número de moles en el equilibrio
de las tres sustancias si pusiéramos únicamente 2 moles de PCl5(g)
en los 5 litros del matraz?
PCl5( g )  PCl3( g )
El equilibrio es:
conc. inicial
conc. equilibrio
Kc
0, 4
2/5
0, 4(1 )
0, 4
0, 042
0, 4 (1
)
0, 276
PCl3 0, 4
Cl2 0, 4
PCl5 0, 4(1
0
0, 4
Cl2( g )
0
0, 4
Kc
PCl3
Cl2
PCl5
0, 4 2
(1 )
0,110 M
0,110 M
) 0, 290 M
Equilibrio químico
24
A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3 (g) está disociado en un 95,7 %
según la reacción: 2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g).
Calcular KC y KP a dicha temperatura.
El equilibrio es:
2 NH 3( g )  N 2( g )
moles inicial
n0
moles equilibrio
0
n0 (1
)
nT
Kp
1,957 n0
pT
1, 4355 n0
0, 043 n0
1,957 n0
Kp
Kc RT
n
Kc
n0 3 / 2
pN2 pH3 2
Kp
2
pNH
3
0, 4785n0 1, 4355n0
0, 043n0 0, 4785n0 1, 4355n0
0, 4785 n0
0
n0 / 2
0, 043n0
3 H 2( g )
1,957 n0
nT
1,957n0
3
pT
Kp 199,88 102
2
Kp 19988,16
pT
Kp RT
n
19988,16 (0, 082 723)
Equilibrio químico
2
Kc
5, 69
25
Que también puede resolverse a partir de concentraciones
2 NH 3( g )  N 2( g )
El equilibrio es:
conc. inicial:
C0
conc. equilibrio
C 0 (1
3 H 2( g )
0
)
0, 043 C0
0
C0 / 2
C0 3 / 2
0, 4785 C0
1, 4355 C0
Kc
N2
H2
NH 3
3
2
La concentración total de gases en las condiciones del equilibrio a 10 atm y 723 K
CT
0, 043 C0 0, 4785 C0 1, 4355 C0
pV
nT RT
H2
0,124 M
N2
0, 041 M
NH 3
Kp
CT
Kc
0, 0037 M
Kc RT
nT
V
n
P
RT
CT
CT
10
0, 082 723
0, 041 0,124
0, 0037
5, 71 (0, 082 723) 2
1,957 C0
CT
0,169
C0
0, 086 M
3
Kc 5, 71
2
Kp
20070
Equilibrio químico
26
8. Dependencia de la Kp con la
temperatura
La constante de equilibrio Kp está relacionada con la variaición
de enería libre de Gibbs estándar G º:
Gº
RT ln Kp
Esta relación nos permite calcular la Kp a una temperatura conociéndola a otra.
Gº
H º T Sº
Hº
Sº
ln Kp
RT
RT
RT
RT
R
Si H º y S º no varían con la temperatura, aplicando la ecuación a dos
ln Kp
temperaturas diferentes y restando...
ln Kp2
ln Kp1
Hº
RT2
Sº
R
Hº
RT1
Sº
R
ln
Kp2
Kp1
Hº 1
R T1
Equilibrio químico
1
T2
27
La relación entre la constante de equilibrio Kp y la enería libre de Gibbs
estándar G º:
Kp
e
G º/ RT
Gº
e
RT ln Kp; se puede expresar de forma exponencial:
S º/ R
e
H º/ RT
Kp
Ae
H º/ RT
donde el primer término A es constante y el segundo depende de la temperatura.
Hº
Sº
A partir de la ecuación: ln Kp
RT
R
y derivando esta expresión con respecto al temperatura...
d ln Kp
dT
Hº
RT 2
Esta es la ecuación de Van't Hoff, que permite hacer cálculos generales
sin suponer constante la variación de entalpía. que por otra parte suele
ser función polinómica de la temperatura del tipo:
Equilibrio químico
H º a bT
cT 3
28
La siguiente tabla presenta la variación de la constante de equilibrio
con la temperatura para la reacción de la síntesis de amoniaco:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g).
Determina si la reacción es endotérmica. La ecuación que relaciona la constante
de equilibrio con la temperatura es:
T 25
200 300
400
500
Kc 6·105 0,65 0,011 6,2·10-4 7,4·10-5
Hº
Sº
ln Kp
RT
R
Representando ln Kp frente a 1/T
ln Kp=f(1/T)
10,00
se debe obtener una recta,
ln Kp
5,00
0,00
0,0000 0,0005 0,0010 0,0015 0,0020 0,0025 0,0030 0,0035 0,0040
-5,00
cuya ordenada en el origen es
-10,00
-15,00
-20,00
y cuya pendiente es
1/T en K-1
T
25
200
300
400
500
Kc
6,00E+05
0,65
0,011
6,20E-04
7,40E-05
Kp=Kc(RT)-2
1,00E+03
4,32E-04
4,98E-06
2,04E-07
1,84E-08
1/T
3,36E-03
2,11E-03
1,75E-03
1,49E-03
1,29E-03
ln Kp
6,91
-7,75
-12,21
-15,41
-17,81
Equilibrio químico
Sº
R
Hº
.
R
pendiente= 11962,56
ΔHº= -99408,89
Ordenada en el origen=
-33,16
ΔSº= -275,60
29
9. Factores que afectan al equilibrio.
Principio de Le Chatelier
 Toda reacción química avanza en uno u otro sentido hacia el
equilibrio. Pero una vez en él, cuando se modifican las
condiciones el sistema, se ve de nuevo obligado a alcanzar el
equilibrio.
 Principio de Le Chatelier: Cuando se produce una variación
de las condiciones de equilibrio, el sistema evoluciona hacia
un nuevo equilibrio en el sentido de contrarrestar dicha
variación.
 Estudiamos a continuación los efectos producidos por la
variación de presión, concentración y temperatura en el
equilibrio.
Equilibrio químico
30
Cambios de presión (o volumen)
Dada la siguiente reacción
en fase gaseosa:
3H 2( g )
N2( g )  2 NH3( g )
Un aumento de presión desplaza el equilibrio en el
sentido de disminuir el número de moles gaseosos
presentes. En nuestro caso hacia la derecha.
Una disminución de presión desplaza el equilibrio en el
sentido de aumentar el número de moles gaseosos
presentes. En nuestro caso hacia la izquierda.
Un aumento de presión desplaza el equilibrio hacia
una contracción de volumen.
Equilibrio químico
31
Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de
hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al alcanzar
el equilibrio se obtienen 4,5 moles de HI, siendo el volumen del
recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las
constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La concentración de los
compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo
constante la temperatura a 400ºC.
a) La reacción: H 2( g )
inicial:
reaccionan
equil.
I 2( g )  2 HI ( g )
3,5
2,5
2, 25
2, 25
1, 25
0, 25
0
Kc
4,5
Kp
HI
2
0, 452
0,125 0, 025
I2 H 2
Kc RT
n
Kp
Kc
64,8
64,8
n
0,125
0, 025
0, 45
V
b) En este caso no se modifica el equilibrio porque n 0.
conc.
Y si el volumen se reduce a la mitad las concentración serán el doble.
conc.
n
V
0,25
0, 05
0,9
Se puede comprobar que las concentraciones no modifican el equilibrio
Equilibrio químico
Kc
0,92
0,25 0, 05
Kc
64,8
32
Cambios de concentración de alguno de los
reactivos o productos.
Un aumento de concentración de una sustancia
desplaza el equilibrio en el sentido de hacer desaparecer
este exceso de sustancia.
Una disminución de concentración de una sustancia
desplaza el equilibrio en el sentido de formar esta
sustancia.
En la siguiente reacción un aumento de la concentración
de HI desplaza el equilibrio hacia la derecha, lo mismo
que una disminución de H2S.
8HI ( aq )
H 2 SO4( aq )  H 2 S( g ) 4I 2( aq ) 4H 2O(l )
Equilibrio químico
33
En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3
moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490 ºC
para: 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b)
Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el
equilibrio?
a) Para la reacción: 2HI ( g )  H 2( g )
I 2( g ) en el equilibrio se tiene que cumplir...
0,3 0,3
H2 I2
3 3 =0,25
Kc
y sustituyendo se observa que 0, 022
2
2
0, 6
HI
3
Es mucho mayor el numerador y tendrá que disminuir el numerador (disminuir los productos)
y aumentar el denominador (aumentar los reactivos).
b) El equilibrio se desplazará a la izq. : 2HI ( g )  H 2( g )
hasta alcanzar el equilibrio
0, 6 2 x
Como hemos visto el volumen no influye.
Kc
H2 I2
HI
2
0, 022
0,3 x
0, 6 2 x
0,3 x
2
2
x
0,163 moles
Equilibrio químico
I 2( g )
0,3 x
nH 2
nI2
0,14 moles
nHI
0,93 moles
34
Dado el equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) se parte de 1,45
moles de PCl5, 0,55 moles de PCl3 y 0,55 moles de Cl2 en un
recipiente de 5 litros y se establece el equilibrio ¿cuántos moles
habrá en el nuevo equilibrio si añadimos 1 mol de Cl2 al matraz?
(Kc = 0,042)
Dada la reacción:
moles iniciales:
PCl5( g )  PCl3( g ) Cl2( g )
1, 45
0,55
Se comprueba que Q=
1,55
PCl3 Cl2
PCl5
0,1176
Kc
moles equilibrio: 1, 45 x 0,55 x 1,55 x Entonces el equilibrio se desplaza hacia la izq.
1, 45 x 0,55 x 1,55 x
conc. equilibrio:
5
5
5
disminuyen los productos y aumentan los reactivos.
Kc =
nPCl3
nCl2
nPCl5
PCl3 Cl2
PCl5
0, 282 moles
1, 282 moles
1, 718 moles
0, 042
PCl3
Cl2
PCl5
0,55 x 1,55 x
5
5
1, 45 x
5
x
0, 268
0, 0564 M
0, 2564 M
0,344 M
Equilibrio químico
35
Cambios de 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).
 El aumento de temperatura favorece las reacciones
endotérmicas.
Equilibrio químico
36
¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la
presión? b) aumentar la temperatura?
H2O(g) + C(s)  CO(g) + H2(g) ( H > 0)
Las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la Kc porque
son constantes:
H 2O( g ) C( s )  CO( g )
H 2( g )
H
0
a) Al disminuir la presión el equilibrio se desplaza hacia donde haya
mayor número de moles gaseosos, para restaurar la presión.
En este caso hacia la derecha, hacia los productos.
b) Al aumentar la temperatura el equilibiro se desplaza en el sentido
endotérmico. Esta reacción es endotérmica
H
0 por tanto hacia
la derecha, hacia los productos.
Equilibrio químico
37
Principio de Le Chatelier
 “Un cambio o perturbación 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 la perturbación”.
Equilibrio químico
38
Variaciones en el equilibrio
 [reactivos] ↑
 [reactivos] ↓
 [productos] ↑
 [productos] ↓
 T ↑ (exotérmicas)
 T ↑ (endotérmicas)
 T ↓ (exotérmicas)
 T ↓ (endotérmicas)
 p ↑ Hacia donde menos nº moles de gases
 p ↓ Hacia donde más nº moles de gases
Equilibrio químico
39