02EquilibrioQu Mico

Equilibrio químico
Unidad 2

Contenidos

2

1.- Concepto de equilibrio químico.
1.1.  Características. Aspecto dinámico de las reacciones
químicas.

2.- Ley de acción de masas. KC.
3.- Grado de disociación .
3.1.   Relación KC con .

4.-  Kp. Relación con Kc
4.1.   Magnitud de las constantes de equilibrio.

5.- Cociente de reacción.
6.- Modificaciones del equilibrio. Principio de LeChatelier.
6.1.  Concentración en reactivos y productos.
6.2.  Cambios de presión y temperatura.
6.3.  Principio de Le Chatelier.
6.4.  Importacia en procesos industriales.

7.- Equilibrios heterogéneos.

¿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 lasconcentraciones de cada una
de las sustancias que intervienen
(reactivos o productos) se estabiliza se
llega al
EQUILIBRIO QUÍMICO.

3

Equilibrio de moléculas
(H2 + I2  2 HI)

© GRUPO ANAYA. S.A.

4

Concentraciones (mol/l)

Variación de la concentración
con el tiempo (H2 + I2  2 HI)
Equilibrio químico
[HI]

[I2]
[H2]
Tiempo (s)

5

Reacción: H2 + I2  2 HI

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Constante de equilibrio (Kc)En una reacción cualquiera:
aA+bB cC+dD
la constante Kc tomará el valor:

[C ]  [D ]
Kc 
a
b
[ A]  [B]
c

d

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.

7Constante de equilibrio (Kc)
En la reacción anterior:
H2(g)+ I2(g)  2 HI (g)
2

[HI ]
Kc 
[H 2 ]  [ I 2 ]

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.

8

Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g)9
 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

0,155

0,170

279,2

Exp 2

0,15

0,40

—

0,014

0,332

0,135

280,7

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

Concentr. iniciales
(mol/l)

Concentr. equilibrio
(mol/l)

10

[SO2]

[O2]

[SO3]

[SO2]

[O2]

[SO3]

Kc

Exp 1

0,200

0,200

—

0,030

0,115

0,170

279,2

Exp 2

0,1500,400

—

0,014

0,332

0,135

280,1

Exp 3

—

—

0,200

0,053

0,026

0,143

280,0

Exp 4

—

—

0,700

0,132

0,066

0,568

280,5

Exp 5

0,150

0,400

0,250

0,037

0,343

0,363

280,6

En la reacción anterior:
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g)
KC se obtiene aplicando la expresión:
[SO3 ]2
KC 
[SO2 ]2  [O2 ]
y como se ve es prácticamente constante.

Ejercicio A: Escribir las expresiones de KCpara 11
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).
[NO2 ]2
a) K c 
c) K c  [CO2 ]
[N2O4 ]
[NOCl ]2
b) K c 
[NO ]2  [Cl 2 ]

d) K c  [CO2 ]  [H2O ]

5

concentración

KC > 10

KC ≈ 100

tiempo

tiempo
concentración

concentración

Significado del valor de Kc

KC< 10-2

tiempo

12

13

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
0,92 moles N
de(g)
NH3+(g),
determinar
las (g)
a)hay
Equilibrio:
3
H
(g)

2
NH
2
2
3
concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la
Moles inic.:
4
12
0
constante Kc.
Moles equil. 4 –...