Equilibrio Químico , Curso 2013-2014

Equilibrio Químico , Curso 2013-2014
Equilibrio químico
Tema 5
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1.- Concepto de equilibrio químico.

Características. Aspecto dinámico de las
reacciones químicas.
2.- Ley de acción de masas. KC.
 Cociente de reacción.
3.- Kp
Relación con Kc
4.- Grado de disociación .
5.- Modificaciones del equilibrio. Principio
de Le Chatelier.
A. Efecto de la temperatura
B. Cambios de presión y temperatura.
C. Concentración en reactivos y productos.
6.- Equilibrios múltiples.
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¿Qué es un equilibrio químico?
Es una reacción que nunca llega a
completarse, pues se produce en ambos
sentidos (los reactivos forman productos, y
a su vez, éstos forman de nuevo
reactivos).
Cuando las concentraciones de cada una
de las sustancias que intervienen
(reactivos o productos) se estabiliza se
llega
al
EQUILIBRIO QUÍMICO.
Concentraciones (mol/l)
Variación de la concentración
con el tiempo (H2 + I2  2 HI)
4
Equilibrio químico
[HI]
[I2]
[H2]
Tiempo (s)
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Constante de equilibrio (Kc)
 En una reacción cualquiera:
aA+bBcC+dD
la constante Kc tomará el valor:
 para concentraciones en el equilibrio
 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.
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Página 140
• Ejemplo 1
• Ejemplo 2
• Actividad 1
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Constante de equilibrio (Kc)
 En la reacción :
H2(g)+ I2(g)  2 HI (g)
 El valor de KC, dada su expresión, depende de
cómo se ajuste la reacción.
 Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos
ajustado como: ½ H2(g) + ½ I2(g)  HI (g), la
constante valdría la raíz cuadrada de la anterior.
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Ejercicio A: Escribir las expresiones de KC para
los siguientes equilibrios químicos:
a) N2O4(g)  2NO2(g);
b) 2 NO(g) + Cl2(g)  2 NOCl(g);
c)CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g);
d) 2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).
 a)
 c)
 b)
 d)
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Cociente de reacción (Q)
En una reacción cualquiera:
aA+bB cC+dD
se llama cociente de reacción a:
Tiene la misma fórmula que la Kc pero a
diferencia que las concentraciones no
tienen porqué ser las del equilibrio.
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Cociente de reacción (Q) (cont)
 Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
 Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha,
es decir, aumentarán las concentraciones de los
productos y disminuirán las de los reactivos hasta
que Q se iguale con Kc.
 Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda,
es decir, aumentarán las concentraciones de los
reactivos y disminuirán las de los productos hasta
que Q se iguale con Kc
Página 141: Ejemplo 3
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Ejemplo: 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 490ºC para
2 HI(g)  H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en
equilibrio?
a)
0,3/3 · 0,3/3
[H2] · [I2]
Q = ——————
=
——————
= 0,25
[HI]2
(0,6/3)2
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en
equilibrio y la reacción se desplazará hacia
la izquierda.
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Aplicaciones de la constante de
equilibrio.
Conocida Kc
se puede calcular las
concentraciones de las especies presentes en el
equilibrio
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Ejemplo (cont): En un recipiente de 3 litros se
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introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3
moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC 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?
b)
Equilibrio:
2 HI(g)  I2(g) +
Moles inic.:
0,6
0,3
Moles reacci.
2x
x
Moles equil.
0,6 + 2 x
0,3 – x
0,6 + 2 x
conc. eq(mol/l) ————
3
H2(g)
0,3
x
0,3 – x
0,3 – x
0,3 – x
———— ————
3
3
Ejemplo (cont): b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos
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moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?
0,3 – x 0,3 – x
——— · ———
3
3
Kc = —————————
= 0,022
0,6 + 2 x 2
————
3
Resolviendo se obtiene que: x= 0,163 moles
H2(g)
Equil:
2 HI(g)  I2(g) +
Mol eq: 0,6+2·0,163 0,3–0,163 0,3–0,163
n(HI) = 0,93 mol
n(I2) = 0,14 mol
n(H2) = 0,14 mol
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Ejemplo:
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: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Inicio (mol)
4
12
0
Equilibrio (mol) 4 – 0,46 12 – 1,38
0,92
b)
3,54
10,62
0,92
conc. eq(mol/l) 0,354
1,062
0,092
NH3e2
0,0922 M2
Kc = ————— = ——————— = 1,996 · 10–2 M–2
H2e3 · N2e 1,0623 · 0,354 M4
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Ejercicio B: 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..
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
3/208,2
0
0
0,0144 – x
x
x
Equilibrio:
Inicio (mol):
Equilibrio (mol)
e
e
·
e
n (mol) equil.
0,0014
0,013
0,013
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Página 142: Ejemplo 4
Página 143: 2
Página 176: 11
Página 168: 33
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Constante de equilibrio (Kp)
Existen otras formas para expresar la constante de
equilibrio. En las reacciones en que intervengan gases
es mas sencillo medir presiones parciales que
concentraciones.
Se puede expresar la constante en términos de
presiones. A esta nueva constante la llamaremos Kp
aA+bBcC+dD
Si se trata de equilibrios en los que además hay especies en otros
estados físicos (sistemas heterogéneos), en la Kp solo intervienen
las especies en estado gaseoso.
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Página 144: Ejemplo 6 y 7
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Constante de equilibrio (Kp)
En la reacción :
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g)
p(SO3)2
Kp = ———————
p(SO2)2 · p(O2)
De la ecuación general de los gases:
p ·V = n ·R·T se obtiene:
n
p =  ·R ·T = concentración] · R · T
V
SO32 (RT)2
Kp = ——————————
= Kc · (RT)–1
2
2
SO2 (RT) · O2 (RT)
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Relación entre las formas de expresar
la constante de equilibrio
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pcc · pDd
Cc (RT)c · Dd (RT)d
Kp = ———— = —————————— =
pAa · pBb
Aa (RT)a · Bb (RT)b
en donde n = incremento en cantidad de
sustancia (moles) de gases (nproductos – nreactivos)
 Vemos, pues, que KP puede depender de la
temperatura siempre que haya un cambio en la
cantidad de sustancia (moles) de gases
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Ejemplo: Calcular la constante Kp a 1000 K en la
reacción de formación del amoniaco vista
anteriormente. (KC = 1,996 ·10–2 M–2)
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
n = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2
KP = Kc · (RT)n =
atm·L
L2
–2
1,996 ·10 ——2 · 0,082 ——— ·1000K
mol ·
mol · K
–2
=
Kp = 2,97 · 10–6 atm–2
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Página 145: Ejemplo 8, actividades 5
y6
Página 165: ejercicio 10 a)
Página 166: 19, 21
Página 167: 24, 26, 28, 29
Página 169: 46
Página 175: 9
Página 176: 10
Página 178: 14
24
Grado de disociación ().
 Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un
único reactivo que se disocia en dos o más.
 Permite conocer el rendimiento de la reacción
 Definición:
– Es cociente entre la cantidad que se disocia (moles)
y la cantidad total inicial (moles) (tanto por 1).
α
x
cantidad disociada (mol)

co cantidad inicial
(mol)
– En consecuencia, el % de sustancia disociada es
igual a 100 · .
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Ejemplo: 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?
a) Equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.:
2
1
0
Moles equil. 2– x
1+x
x
conc. eq(mol/l)(2– x)/5 (1 + x)/5
x/5
(1+x)/5 ·x/5
PCl3 · Cl2
Kc = ——————
= —————— = 0,042
PCl5
(2– x)/5
De donde se deduce que x = 0,28 moles
Ejemplo (cont): En un matraz de 5 litros se introducen
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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 = (2– 0,28)/5 = 0,342 mol/l
PCl3 = (1+ 0,28)/5 = 0,256 mol/l
Cl2 = 0,28 /5 = 0,056 mol/l
b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28
moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de PCl5 se
disociarán 0,14. Por tanto,  = 0,14, lo que
viene a decir que el PCl5 se ha disociado en
un 14 %.
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Relación entre Kc y .
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 Sea una reacción A  B + C.
 Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio
sólo existe sustancia “A”, tendremos que:
 Equilibrio:
A
B +
C
 Conc. Inic. (mol/l):
c
0
0
 conc. eq(mol/l)
c(1– )
c ·
c ·
2

B · C
c · · c ·
c ·
Kc = ———— = ————— = ———
A
c · (1– )
(1– )
 En el caso de que la sustancia esté poco disociada (Kc
muy pequeña):  << 1 y

Kc  c ·2
La expresión que se obtiene depende de la estequiometría
de la reacción (Cuadro pág. 146)
28
Página 146: Ejemplo 9, actividad 7
Página 147: Ejemplo 10, actividad 8
Página 166: 18, 22, 23, 25, 30
14
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Modificaciones del equilibrio
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 Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc)
y se produce una perturbación:
– Cambio en la temperatura.
– Cambio en la presión (o volumen)
– Cambio en la concentración de alguno de los
reactivos o productos.
 El sistema deja de estar en equilibrio y trata de
volver a él.
30
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”.
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Cambio en la temperatura.
 Modifica el valor de la constante de equilibrio,
KC o Kp.
 Al aumentar T el sistema se desplaza hacia donde se
absorba calor, es decir, hacia los reactivos en las
reacciones exotérmicas y hacia la formación de los
productos en las endotérmicas.
 Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se
desprenda calor (formación de los productos en las
exotérmicas y hacia los reactivos en las endotérmicas).
Ejemplo 12 pág. 149
32
Cambio en la presión y del volumen
 Influye sólo si Dn∫ 0 entre reactivos y productos
 Ejemplo :
A  B+ C
(en el caso de una disociación es un aumento de n)
Kc  c ·2
Al aumentar “p” (o disminuir el volumen) aumenta la
concentración y eso lleva consigo una menor “”, es
decir, el equilibrio se desplaza hacia los reactivos
que es donde menos moles hay.
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Cambio en la presión y del volumen
(continuación)
33
 Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el
contrario.
 Si el número de moles total de reactivos es igual al
de productos (a+b =c+d) se pueden eliminar todos
los volúmenes en la expresión de Kc, con lo que
éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la
presión).
pág. 150: ejemplo 13 , actividad 9.
Cambio en la concentración de alguno de34
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.
 Lógicamente, la constante del nuevo equilibrio es la
misma, por lo que si aumenta [reactivos], Q y la
manera de volver a igualarse a KC sería que
[reactivos]  (en cantidades estequiométricas) y, en
consecuencia, que [productos] .
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 Página 151: Ejemplo 14 y 15
 Página 150: actividad 11
 Página 152: actividad 12
 Página 164: 1-12, 16
 Página 167: 31
 Página 168: 32-36
 Página 169: 45 y pág. 179: 15
36
Variaciones en el equilibrio
  T > 0 (exotérmicas)

  T > 0 (endotérmicas)

  T < 0 (exotérmicas)

  T < 0 (endotérmicas)

  p > 0 Hacia donde menos nº moles de
gases
  p < 0 Hacia donde más nº moles de gases
  [reactivos] > 0

  [reactivos] < 0

  [productos] > 0

  [productos] < 0

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Equilibrios múltiples
 Si una reacción se puede expresar como la suma de
otras dos o más, entonces la Kc de la reacción global
es el producto de las constantes de equilibrio de las
reacciones individuales.
Reacción 3 = reacción 1 + reacción 2
Kc (3) = Kc (1) · Kc (2)
Página 142: Ejemplo 5
Pág. 143 actividad 4
19