tema 6 equilibrio químico

TEMA 6
EQUILIBRIO
QUÍMICO
ÍNDICE
1.
Equilibrio químico homogéneo y heterogéneo
2.
Concentraciones en equilibrio
3.
Constante de equilibrio Kc
4.
Constantes de equilibrio Kp y Kc
5.
Cociente de reacción
6.
Equilibrios heterogéneos
7.
Constante del producto de solubilidad
8.
Factores que influyen en el equilibrio: Principio de Le Châtelier
8.1 Efecto de la concentración
8.2. Efecto de la temperatura
8.3 Efecto de la presión
8.4 Efecto de los catalizadores
9. Resumen
1. Equilibrio químico
Las reacciones químicas tienden al equilibrio
Las reacciones químicas alcanzan un estado de equilibrio en el que quedan
concentraciones no nulas de reactivos y productos.
Si la concentración que queda de un reactivo es tan pequeña que prácticamente
es imposible medir, entonces se dice que el reactivo se ha consumido.
Equilibrios homogéneos:
Reacciones en que todos los productos y reactivos están en la misma fase:
Ejemplos:
en fase gas (g):
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
;
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
en disolución acuosa (ac):
CH3COOH(ac) + H2O  CH3COO-(ac) + H2O+
Equilibrios heterogéneos:
Si algunos reactivos o productos están en fases diferentes
Ejemplo: CO3Ca(s)  CO2(g) + CaO(s)
2. Concentraciones de equilibrio
Ejemplo:
C
O
N
C
E
N
T
R
A
C
I
Ó
N
N2O4 (g)
2NO2 (g)
Equilibrio
Equilibrio
Equilibrio
TIEMPO
0
|N2O4| inicial  0
|NO2|
inicial
TIEMPO
0
|N2O4| inicial  0
|NO2|
inicial
TIEMPO
0
|N2O4| inicial  0
|NO2|
inicial
Las concentraciones de equilibrio dependen de las concentraciones iniciales
3. Constante de equilibrio, Kc
Para la reacción:
aA + bB +... cC + d D +...
A una temperatura, T, la constante de equilibrio:
Kc 
c
d
a
b
C D ...
A B ...
i= concentración (mol/L) en el equilibrio
Equilibrio:
• no se observan cambios de propiedades con el tiempo
• las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales
• las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes
Si Kc es alta (Kc >10), en el equilibrio la reacción está desplazada
hacia la derecha (), formación de productos
Si Kc es baja (Kc< 1), en el equilibrio la reacción está desplazada
hacia la izquierda (), formación de reactivos
Siempre hay que especificar la reacción para escribir Kc
Ejemplo:
N2 (g) + 3 H2 (g) 
2 NH3 (g)
2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g)
1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g)
 NH3(g)
Kc
Kc´= Kc-1
Kc´´=
Kc1/2
4. Constantes de equilibrio: Kc y Kp
Reacciones en estado gaseoso:
a A(g) + b B(g) + …
Kc 
c
d
a
b
c C(g) + d D(g) + …
c
C D ...
Kp
A B ...
i= concentración de i en (mol/L)
PC PDd ...

a
b
PA PB ...
Pi = presión parcial de i en atm
Relación entre Kc y Kp:
Aplicando ley de gases ideales a reactivos y productos:
i= ni / V = Pi / RT

Kc = Kp (RT)
Kp = Kc(RT)
-n
n
n = moles de productos - moles de reactivos = (c + d) – (a + b)
Ejemplos:
n =0
 Kc = Kp
F2(g) + H2(g)  2 HF(g)
n = -1
 Kc = Kp RT
Cl2(g) + 2 NO(g)  2 NOCl (g)
n = -2

Kc = Kp (RT)2
N2(g) + 3 H2(g)

2 NH3(g)
Kc y Kp son constantes termodinámicas de equilibrio y sólo son función
de la temperatura
Las constantes de equilibrio no llevan unidades pues las concentraciones
en Kc y las presiones en Kp están referidas a un estado estandar 1M y 1
atm respectivamente.
5. Cociente de reacción, Q
aA+bB+…
cC+dD+…
Antes de alcanzar las concentraciones de equilibrio se puede
calcular el cociente de reacción, Q:
Q=
Cc Dd …
Aa Bb …
En el equilibrio: Q = Kc
Si Q >> Kc
Si Q << Kc
Reacciona hacia la izquierda formando reactivos
hasta que Q= Kc
Reacciona hacia la derecha formando productos
hasta que Q = Kc
6. Equilibrios heterogéneos
Equilibrio heterogéneo: si algunos de los reactivos o
productos están en fases diferentes
Fases puras: no intervienen en la constante de equilibrio
como los sólidos
Ejemplos:
CaCO3 (s)
P= presión
CaO (s) + CO2 (g)
Kc = CO2= PCO2 / RT = Kp
NH4HS (s)
NH3 (g) + H2S (g)
Kc = H2SNH3 = Kp (RT)2
Ejemplo:
CaCO3
CaO
(s)
PCO
2
+ CO2
(g)
P
P
PCO
(s)
2
= Kp
no depende de la cantidad de CaCO3 ni de CaO
7. Constante del producto de solubilidad
Equilibrio heterogéneo: sólido iónico en equilibrio con su
disolución  disolución saturada
AnBm (s)
n Am+(ac) + m Bn- (ac)
n
m
Ks = Am+  Bn-
Ks constante del producto de solubilidad = f(temperatura)
Ejemplos:
AgCl (s)
Ag+(ac) + Cl- (ac)
Ks = Ag+Cl-
AgCO3 (s)
2 Ag+ (ac) + CO3= (ac)
Ks = Ag+2 CO3=
8. Factores que influyen en el equilibrio
Principio de Le Châtelier
Si a un sistema en equilibrio se le aplica un cambio externo, el
sistema reacciona en contra del cambio hasta alcanzar una
nueva situación de equilibrio
Factores que influyen en el equilibrio:
1.Concentración reactivos y productos
• Si se aumenta la concentración de los reactivos el
equilibrio se desplaza hacia la derecha  hasta
alcanzar la nueva situación de equilibrio
• Si se aumenta la concentración de los productos el
equilibrio se desplaza hacia la izquierda  hasta
alcanzar la nueva situación de equilibrio
2. Presión
a) Aumento de presión por disminución de volumen
Si n < 0 el equilibrio se desplaza hacia la derecha 
Si n > 0 el equilibrio se desplaza hacia la izquierda 
Si n = 0
no influye
b) Por adición de un gas inerte:
Kc , Kp no varían, sólo dependen de la temperatura
3. Temperatura
Kc= f(T)
Kp = f(T)
Si la reacción es endotérmica: aumento de T aumenta Kc
Si la reacción es exotérmica: aumento de T disminuye Kc
4. Catalizadores
No modifican el equilibrio, aceleran las reacciones directa
e inversa
9. Resumen
•
Kc concentraciones en mol/L
•
Kp
•
Las fases puras (sólidos o líquidos) no aparecen en la
expresión de la constante de equilibrio.
•
La constante de equilibrio (Kc, Kp) es adimensional
•
La reacción debe estar ajustada para escribir la expresión de
la constante de equilibrio y se debe especificar la temperatura.
presiones en atm
•
Factores que influyen en el equilibrio
Cambio
Desplazamiento
del equilibrio
Modificación de la
constante de equilibrio
Concentración
si
no
Presión
si
no
Volumen
si
no
Temperatura
si
si
Catalizador
no
no