EQUILIBRIO QUÍMICO

Profesor: Jaime Flores

UNI-FIQT Química II (QU-118B)

A B

Equilibrio Químico

N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g)

Equilibrio Químico

EQUILIBRIO QUÍMICOCaracterísticas:• Es de naturaleza dinámica• Según la cinética química, la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa.• Se alcanza en forma espontanea.• La naturaleza y las propiedades del estado de E.Q. son las mismas independientemente de la dirección desde la que se alcanza.• Según la termodinámica en el E.Q. las moléculas tienden a un estado de energía mínima y hacia un estado de entropía máxima.• Un sistema se puede apartar del E.Q. por alguna influencia externa (T o P) y cuando se le deja libre, el sistema perturbado vuelve al E.Q.

Variación de la concentración con el tiempo (H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) )

Equilibrio químicoCo

ncen

trac

ione

s (m

ol/l)

Tiempo (s)

[HI]

[I2]

[H2]

Reacción: H2 + I2 2 HI

6

ba

qp

cK BAQP

a A(g) + b B(g) p P(g) + q Q(q)

ba

qpP

PP

PPK

BA

QP

Kp = Kc (RT)∆n

Constante de Equilibrio (Kc o Kp)

baqpΔn

Relación entre Kp y Kc

• Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el número de moles de gases

pcc · pD

d Cc (RT)c · Dd (RT)d

Kp = ———— = —————————— = pA

a · pBb Aa (RT)a · Bb (RT)b

en donde, n = c + d – (a + b)

( ) nP CK K RT

• Si todos los reactivos y productos están en una sola fase, el equilibrio es homogéneo.

• Si uno o más reactivos o productos están en una fase diferente, el equilibrio es heterogéneo.

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Clases de equilibrio químico

)(2

)(2)(2)(3

)(

COconstante

COconstanteCOCaCO

CaO

gcc

ggs

sc

KK

K

¡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.

Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos: a) N2O4(g) 2NO2(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)

2

2

2 4

[ ][ ]cNO

KN O

• a)

• b)

• c)

• d)

2

22

[ ][ ] [ ]c

NOClKNO Cl

2[ ]cK CO

2 2[ ] [ ]cK CO H O

Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) 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 0,156 0,198 279,2

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

Magnitud de las constantes de equilibrio

Significado del valor de Kc

tiempo

KC ≈ 100

conc

entra

ción

tiempo

KC > 105

conc

entra

ción

KC < 10-2

conc

entra

ción

tiempo

aA + bB(g) pP + qQ

ba

qpQ

BA

QP

Predicción del sentido de una reacción

ba

qpcK

BA

QP

Cociente de Reacción (Q)

Q > K

Q < K

Q = K Equilibrio

(ESTABLE)

Q versus K

Q = 0

Condiciones iniciales

Solo reactivos

A la izquierda del equilibrio equilibrio

A la derecha del equilibrio

Solo productos

Q < K Q = K Q > K Q = ∞

En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 mol de HI, 0,3

mol de H2 y 0,3 mol de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC

para 2 HI(g) H2(g) + I2(g)

a)a) ¿Se encuentra en equilibrio?

b)b) En caso de no encontrarse, ¿En que dirección se

desplaza la reacción?

a)a) [H2] · [I2] 0,3/3 · 0,3/3 Q = —————— = —————— = 0,25 [HI]2 (0,6/3)2

Como Q > Kc el sistemael sistema no se encuentrano se encuentra en equilibrioen equilibrio

b) La reacción se desplazará hacia la izquierda.

Principio de Le Châtelier

Si un sistema que ha alcanzado el equilibrio químico es perturbado (por un cambio de concentración, T, P, V), reacciona minimizando a la perturbación y luego se restablece el equilibrio.

Químico Francés

“reactivos” “productos”

Efecto del cambio de concentración

Efecto del cambio en la concentración

2 SO2 + O2 2 SO3

Efecto del cambio en la presión (o volumen)

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

1mol 3 mol 2 mol

4 mol

Equilibrio 1 Equilibrio 2

2 SO2 + O2 2 SO3

Disminuye V

Aumenta T

N2O4 2 NO2 Incoloro pardo

ΔH > 0

Endotérmico

Exotérmico

Efecto del cambio de temperatura

CoCl42- (ac) + 6 H2O (ℓ) Co(H2O)62+ (ac) + 4 Cl1- (ac) + Calor

Efecto del cambio de temperatura

Azul Morado

Efecto de cambio de temperatura

Azul Morado

CoCl42- (ac) + 6 H2O (ℓ) Co(H2O)62+ (ac) + 4 Cl1- (ac) + Calor

Efecto de la adición de un catalizador

No se modifica la posición del equilibrio

¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al:

a)disminuir la presiónb)b) aumentar la temperaturac) al adicionar carbonod) al adicionar H2

H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) (H > 0)

Variaciones en la posición de equilibrio

• [reactivos] > 0 • [reactivos] < 0 • [productos] > 0 • [productos] < 0 • T > 0 (exotérmicas) • T > 0 (endotérmicas) • T < 0 (exotérmicas) • T < 0 (endotérmicas) • p > 0 (V ) Hacia donde hay menos # moles de gases• p < 0 (V ) Hacia donde hay más # moles de gases

•Las reacciones espontáneas tienen ΔG < 0

•En el equilibrio Δ G = 0 y Q = K

Δ G = Δ Go + RTlnQ = Δ G = Δ Go + RTlnK = 0

Luego:

Δ Go = - RT lnK

Se conoce que, G = H + T S y a partir del cuál tenemos:

Δ G = Δ Go + RT lnQQ: cociente de reacción

Desde el punto de vista termodinámico

ΔGo = Δ Ho + T Δ So = - RT lnK

2

1

0pT

pT 2 1

K H 1 1ln = - - K R T T

Para Cp = cte. Y ΔT pequeño

T1 y T2 temperaturas absolutas en kelvin

R = constante universal de los gases