EQ II

1. Termodinámica del Equilibrio Químico
Ya se ha explicado que la evolución de un proceso químico depende de la variación de energía libre.
Así en la reacción A + B ⇒ C + D , para que se efectúe en el sentido indicado hace falta que ∆G < 0 . Si
fuera positivo, el sentido de la reacción sería el contrario esto es C + D ⇒ A + B , y si ∆G = 0 , la reacción
evolucionaría en ambos sentidos pues sealcanzaría el equilibrio.
Por lo tanto tenemos tres condiciones para que se establezca un equilibrio químico:
a) Que al cabo de determinado tiempo las concentraciones de reaccionantes y productos se
mantengan constantes
b) Que las velocidades de las reacciones directas e inversas sean iguales
c) Que ∆G = 0
Para procesos electroquímicos, Nernst a finales del XIX, había demostrado que ∆G = ∆G 0 + RT lncte. ,
expresión que se puede generalizar, de forma que ∆G = ∆G 0 + RT ln Q. , siendo Q el cociente de la
reacción.
En una situación de equilibrio, y dado que ∆G = 0 , esta expresión se convertirá en 0 = ∆G 0 + RT ln K . , de
lo que ∆G 0 = − RT ln K . , que pasando a expresión exponencial nos permitirá despejar K, que en este
−

∆G 0
RT

.
caso será K = e
De esta forma, se puede calcular Kp o Kc,según sea un equilibrio con gases, o en disolución,
conociendo la variación de energía libre en un proceso, que a su vez se puede calcular conociendo la
variación de entalpía y de entropía, puesto que ∆G 0 = ∆H 0 − T∆S 0 , siempre que los incrementos de H y
S, se mantengan constante en el intervalo de temperaturas empleado para dicho equilibrio.
Ejemplo 1.1.
Conociendo las entalpías estándar deformación de HBr(g), Br2(g) y H2O(g) (-36,3, 30,9 y -242
kJ/mol) y las entropías respectivas y del oxígeno, por este orden:(198,7; 246 , 189 y 205,2 J/K.mol).
Para la reacción en fase gaseosa : 4HBr(g)+ O2 (g)º 2Br2 (g)+ 2H2O(g)
a) ¿Cuál es la variación de energía libre en dicho proceso?
b) ¿Cuál la temperatura de equilibrio?
c) ¿Cuál la constante de equilibrio a esa temperatura?
DATOS: R= 8,31JK-1.mol-1
SOLUCIÓN:
4HBr(g)+ O2 (g) ⇒ 2Br2 (g)+ 2H2O(g)
)H0
4.-36,3
0
2.30.9
2.-242
)S0
4.198,7 205,2
2.246
2.189
Si )H0,)S0 no varían, en el equilibrio )G=0

)HR=-277 kJ/mol
T)S0=298*(-0,131)kJ/mol )G0=-237,8 kJ/mol
T=()HR)/)SR=2108K, como )G = -RT lnKp

ACTIVIDAD 1
Conociendo las entalpías de formación de HCl(g) y H2O(g) ( -92 y -242 kJ/mol)y las entropías
respectivas y del oxígeno y cloro:(187;246 ; 189; 205 y 223J/K.mol)
Para la reacción en fase gaseosa :4HCl(g)+ O2 (g)º 2Cl2 (g)+ 2H2O(g)
a)¿Cuál es la variación de energía libre en dicho proceso? (-76 kJ.mol-1)
b) ¿Cuál la temperatura de equilibrio? (887K)
c) ¿Cuál la constante de equilibrio a esa temperatura? (Kp=29017)

ACTIVIDAD 2
Conociendo las entalpías de formación de CO2 y CO ( -394 y -111 kJ/mol respectivamente)y las
entropíasrespectivas de ambos y del oxígeno:(214; 198 y 205 J/K.mol), para la reacción en fase
gaseosa 2CO+ O2 º2CO2
a) ¿Cuál es la variación de energía libre en dicho proceso?. (-514,45 kJ.mol-1)
b) ¿Cuál la temperatura de equilibrio?. (3272K)
c) ¿Cuál la constante de equilibrio a esa temperatura?. (1,65.108)
Supóngase que )H y )S son constantes con la Tª.
Relación entre K e ∆G 0
−

∆G 0
RT

De laexpresión K = e
, se puede deducir que :
a) si ∆G 0 < 0 , puesto que RT>0, y generalmente mayor que 1 (sólo a Tª<12K),
extenderse las conclusiones que se predijeron para este caso.
b) Si ∆G 0 > 0 , entonces K<1,
c) Si ∆G 0 = 0 , caso bastante improbable, K=1.

K>1, pudiendo

2. Cálculo de constantes de equilibrio en condiciones no estándar.
La expresión ∆G 0 = − RT ln K . junto con ∆G 0 = ∆H 0 − T∆S 0 ,nos va a permitir usar una relación entre K y
T. Sustituyendo:
∆H 0 − T∆S 0 = − RT ln K .
∆S 0 ∆H 0
−
, que podemos expresar para dos temperaturas
R
RT
∆H ni ∆S varían con la temperatura (solo se puede aplicar

ln K =

Si despejamos lnk:

y T2, de esta forma si suponemos que ni

intervalos no muy grandes tendremos que : ln K 2 =

∆S
∆H
−
R
RT2

Si ahora restamos ambas expresiones ln K 2 − ln K 1...