13 Equilibrio Qu Mico QG USIL 2015 01

Prof. Víctor Caro Sánchez

OBJETIVOS
• Expresar la constante de equilibrio en
función de las concentraciones.
• Resolver problemas de equilibrio
aplicando las leyes de la estequiometrìa.

Conocimientos previos
- Reacciones reversibles.
- Sistemas homogéneos y heterogéneos.
- Estequiometrìa.
- Molaridad

Reacciones reversibles
Son reacciones en las que se producen las
reacciones directa einversa hasta que llegan a
un estado de equilibrio

Reacciones homogéneas y heterogéneas
• Homogéneas: todas las sustancias están
presentes en una misma fase

PCl5( g )   PCl2 ( g )  Cl2( g )
CuCl2 ( ac )  4 NH 3( ac )   [Cu ( NH 3 ) 4 ]Cl2 ( ac )

• Heterogéneas: se presentan dos o más
fases
4 Fe( s )  3O2 ( g ) 
  2 Fe2O3( s )

Fe(OH ) 3( s ) 
  Fe3 ( ac )  3OH  ( ac )ESTEQUIOMETRÍA
Es el estudio de las relaciones cuantitativas
que existen entre reactantes y productos
MASA MOLECULAR

2 SO2
2 moles

+

O2
1 mol

SO2

O2

SO3

64

32

80

2 SO3
2 moles

MOLARIDAD (M)

Se prepara una solución con 80 gramos de NaOH, el
cual se mezcla con agua hasta completar 500 mL de
solución. Determine la Molaridad de la solución.

¿Qué ocurre en una reacción reversible?

2CO( g )  O2 (g )  2CO2 ( g )
CO reacciona con O2 y produce …………………
A la vez CO2 reacciona y produce ………………
Las 2 reacciones compiten hasta que llegan al
equilibrio.
En el equilibrio habrá un poco de CO, un poco de O 2
y un poco de CO2.

En el equilibrio siempre hay un poco de cada sustancia.
Cada sustancia tiene su molaridad.
Las molaridades se relacionan entre sí mediante Kc

2CO( g )  O2 ( g )  2CO2 ( g)


CO2 
Kc 
2
 CO   O2 
2

[ ] : molaridad
Kc
:
Constante
equilibrio

de

Ejercicio: Escriba las expresiones de KC para los siguientes
equilibrios químicos (algunos son heterogéneos y otros
homogéneos):

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)

2

[NO2 ]
Kc 
[N2O4 ]

[NOCl ]2
• b) K c 
2
[NO ]  [Cl 2]

• c)

K c  [CO2 ]

• d) K c  [CO2 ]  [H 2O ]

Prob.: En un recipiente de 4 litros a 300ºC se colocó 2 moles
de N2(g) y 6 moles de H2(g). Transcurrido el tiempo y llegado el
equilibrio se encuentra que se han formado 2,4 moles de
NH3(g). La reacción es:

N 2 ( g )  3H 2 ( g )  2 NH 3( g )
a)Hallar las concentraciones en el equilibrio.
b)Calcular Kc para la reacción dada.
c)Hallar laspresiones parciales de cada gas en el equilibrio.
d)Hallar Kp para la reacción dada.

2
Solución: Se calculan las concentraciones iniciales: [ N 2 ]  0,5
4

6
[ H 2 ]  1,5
4

N 2 ( g )  3H 2 ( g )  2 NH 3( g )

0,5

1,5

0

[Gastado]

x

3x

0

[Producido]

0

0

2x

[Equilibrio]

0,5-x

1,5-3x

2x

[inicial]

2,4
2 x [ ];2 x 0,6
4
 x 0,3

Continúe resolviendo:

Prob.: Se coloca unamezcla de 2 moles de H2 y 2 moles de I2 en un
recipiente de acero de 4 litros. Calcular las concentraciones molares de
H2, I2 y HI en el equilibrio, conociendo que el valor de Kc es de 54,3 para
la reacción H 2 ( g )  I 2 ( g )  2 HI ( g )
Solución:
[inicial]
[Gastado]
[Producido]
[Equilibrio]

RPTA

H 2 ( g )  I 2 ( g )  2 HI ( g )

0,5

0,5

0

X

X

0

0

0

2x

0,5-x 0,5-x 2x
0,107

0,1070,786

(2 x) 2
Kc 54,3 
(0,5  x)(0,5  x)
(2 x) 2
54,3 
(0,5  x) 2
(2 x)
54,3 
(0,5  x)
x 0,393

La constante de equilibrio es función
exclusiva de la temperatura. Si la
temperatura no cambia, entonces Kc
tampoco lo hace.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN FUNCIÓN DE LAS
PRESIONES PARCIALES (Kp)
En las reacciones donde participan gases la constante de
equilibrio se puede expresar en función de laspresiones
parciales de dichos gases. La presión se debe medir en atm.

N 2 ( g )  3H 2 ( g )

Kp: Constante de equilibrio en función


NH 3 
Kc 
 N2   H 2 3
2

Kp 

PNH 3

de las presiones parciales.
R = 0,082 atm.L/mol.K

2

PN 2 .PH 2

2 NH 3( g )

T = Kelvin
3

Kp Kc.( RT )

∆n = moles de productos gaseosos –
n

moles de reactantes gaseosos
En el ejemplo anterior: ∆n = 2 – (1+3) =...