Equilibrio químico

Criterios de evaluación • Aplicar el concepto de equilibrio químico para predecir la evolución de un sistema y

resolver problemas de equilibrios homogéneos, en particular en reacciones gaseosas, y de

equilibrios heterogéneos, con especial atención a los de disolución-precipitación.

A través de este criterio se trata de comprobar si se reconoce macroscópicamente

cuándo un sistema se encuentra en equilibrio, se interpreta microscópicamente el estado

de equilibrio dinámico de una disolución saturada de un sólido iónico y de una

reacción química. Resuelven ejercicios y problemas tanto de equilibrios homogéneos en

fase gaseosa (constantes de equilibrio Kc y Kp, concentraciones molares iniciales y en

el equilibrio, presiones parciales) como heterogéneos, en el caso de reacciones de

precipitación (la solubilidad o el producto de solubilidad) con las siguientes

sustancias: Halogenuros de plata; sulfatos de plomo(II), mercurio(II), calcio, bario

y estroncio; carbonatos de plomo(II), calcio, estroncio y bario; sulfuros de

plomo(II) y mercurio(II), diferenciando cociente de reacción y constante de equilibrio.

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• También se evaluará si predice, cualitativamente, aplicando el principio de Le

Chatelier, la forma en la que evoluciona un sistema en equilibrio cuando se interacciona

con él.

• Por otra parte, se tendrá en cuenta si justifican las condiciones experimentales que

favorecen el desplazamiento del equilibrio en el sentido deseado, tanto en procesos

industriales (obtención de amoniaco o del ácido sulfúrico) como en la protección del

medio ambiente (precipitación como método de eliminación de iones tóxicos) y en la

vida cotidiana (disolución de precipitados en la eliminación de manchas).

• Asimismo se valorará la realización e interpretación de experiencias de laboratorio

donde se estudien los factores que influyen en el desplazamiento del equilibrio químico,

tanto en equilibrios homogéneos (sistemas dióxido de nitrógeno/tetraoxido de

dinitrógeno y tiocianato/hierro(III) como heterogéneos (formación de precipitados

AgCl y BaCO3 y posterior disolución de los mismos).

3

1 litro= 103 cm3

1 m3 = 103 litros = 106 cm3

TK = t ºC + 273

1 Tn = 103 Kg

1 atm = 760mm de Hg = 760 Torr

R = 0,082 atm.l/K.mol

R= 8,31 Jul/K.mol = 2 cal/K.mol (En termoquímica Qp = Qv+ n.R.T)

R suele ser dato del problema

Molaridad= nº moles soluto/litros disolución.

g/litro = gramos soluto/litros disolución;

% en masa (peso)= g soluto/100 g disolución.

% en volumen (mezclas de gases)= (cm3 soluto/cm3 mezcla).100

(Ejemplo: aire 21 % en volumen de oxígeno → hay 21 cm3 de

oxigeno por cada 100 cm3 de aire)

¡OJO! No aplicar la ecuación de los gases a disoluciones

líquidas

Recuerda que la densidad de la disolución no es una concentración.

Indica la masa disolución/volumen disolución

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

c a b

C DK

A B

En una reacción cualquiera:

a A + b B ⇔ c C + d D

la constante Kc tomará el valor:

para concentraciones en el equilibrio

La constante Kc cambia con la temperatura

El valor de Kc, dada su expresión, depende

de cómo se ajuste la reacción

¡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.

c d

C D

P a d

A D

p pK

p p

Kp = Kc. (R.T)Δn

tiempo

KC > 105

conce

ntr

aci

ón

tiempo

KC ≈ 100

conce

ntr

aci

ón

KC < 10-2

conce

ntr

aci

ón

tiempo

Grado de disociación ()

• Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un

único reactivo que se disocia en dos o más.

• Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1).

• En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a

100 · .

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

c a b

C DK

A B

c d

C D

P a d

A D

p pK

p p

2 A B 2C

Inicio n0 0 0

Final equilibrio

n0(1-α) ½ n0α n0α

Grado de disociación ().

Kp = Kc. (R.T)Δn

Sumando los moles totales

en el equilibrio y aplicando

la ecuación de los gases

puedo sacar x (si se conoce

la presión en el equilibrio)

2 A B 2C

Inicio n0 0 0

Final equilibrio

n0-x ½ x x

• Me dan las cantidades del equilibrio y me piden

Kc o Kp sustituyo directamente en la

expresión de la constante

• Me dan las cantidades iniciales y la constante y

me piden las cantidades en el equilibrio

planteamiento anterior, sustituyo en la

ecuación de la constante y resuelvo la ecuación

para obtener x o α y luego sustituyo las

cantidades en el equilibrio.

• Me dan las cantidades iniciales y la P, V y T en

el equilibrio y me piden las constantes y las

cantidades en el equilibrio planteamiento

anterior, sumo los moles totales en el equilibrio

(estarán en función de x) y por otro lado aplico

la ecuación de los gases perfectos P.V=n.R.T

igualo la n obtenida a los moles totales en el

equilibrio para obtener x y de ahí ya puedo

calcular las K y las concentraciones en el

equilibrio

2 A B 2C

Inicio n0 0 0

Final equilibrio

n0-x ½ x x

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

c a b

C DK

A B

c d

C D

P a d

A D

p pK

p p

Kp = Kc. (R.T)Δn

2 A B 2C

Inicio n0 0 0

Final equilibrio

n0-x ½ x x

Final equilibrio

n0-2x x 2x

El resultado del problema será el mismo independientemente de cómo hayamos planteado el problema pero el valor de X en el primer caso

será el doble que en el segundo.

2 A B 2C

Inicio n0 0 0

Final equilibrio

n0(1-α) ½ n0α n0α

Recuerda:

Lee con atención el problema para saber si nos habla de cantidades iniciales o de las que

corresponden al equilibrio en cuyo caso no procede el planteamiento anterior.

n0 es el nº de moles iniciales y es independiente del coeficiente del reactivo en la reacción.

(Ej. Se hacen reaccionar 0,3 moles de A …)

Las cantidades que reaccionan y las que se forman sí dependen de los coeficientes

estequiométricos (x, x/2, etc..)

Para sustituir en la expresión de Kc debes calcular la concentración (dividir por el volumen)

• Junio 2009

El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es

perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar

los efectos de dicha perturbación.

•Si aumenta una sustancia, el sistema (equilibrio) se desplaza en el sentido en que se consume

dicha sustancia

•Si disminuye la concentración de una sustancia……produce dicha sustancia

•Si aumenta presión o disminuye el V……. Disminución del nº de moles de gas (y viceversa)

•Si el nº de moles gaseoso fuera el mismo en reactivos y en productos, el sistema no se vería

afectado por los cambios de P y/o V

•Si aumenta la temperatura ……………. en el sentido endotérmico

•Si disminuye la T …….. En el exotérmico

•Catalizador no afecta al equilibrio sólo hace que se alcance más rápido

•Añadir un gas inerte (a volumen constante) no afecta al equilibrio porque aumente la presión

total disminuyen las presiones parciales. Si se modificara el volumen ver arriba

Variaciones en el equilibrio

[reactivos] > 0

[reactivos] < 0

[productos] > 0

[productos] < 0

T > 0 (exotérmicas)

T > 0 (endotérmicas)

T < 0 (exotérmicas)

T < 0 (endotérmicas)

p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases

p < 0 Hacia donde más nº moles de gases

http://www.chm.davidson.edu/java/LeChatelier/LeChatelier.html

N2O4(g)incoloro 2NO2(g) pardo rojizo

• en el que el proceso directo es endotérmico [Hº = +57,7 kJ], la influencia de la

temperatura se puede seguir fácilmente ya que el N2O4(g) es incoloro mientras que el

NO2(g) es pardo rojizo.

• ¿hielo? ¿agua caliente?

• Para obtener los óxidos de nitrógeno se ataca cobre con disolución concentrada de ácido nítrico,

se obtiene una mezcla de óxidos de nitrógeno (NO y NO2 mayoritariamente), que se recogen

fácilmente en un matraz erlenmeyer cerrado con un tapón.

Práctica de laboratorio

• Principio de Le Chatelier “Si un sistema químico que está en equilibrio se

somete a una perturbación que cambie cualquiera de las variables que determina

el estado de equilibrio, el sistema evolucionará para CONTRARRESTAR el

efecto de la perturbación”.

• Práctica de laboratorio:

Fe3+ (ac) + 6 SCN –(ac) [Fe(SCN)6]

3–(ac)

• En un vaso de precipitados se prepara una disolución mezclando 1 mL de las disoluciones de

cloruro de hierro (III) y de tiocianato potásico diluyéndola con 50 mL de agua.

• La disolución preparada se dividirá aproximadamente en cuatro partes iguales que se

colocarán en cuatro tubos de ensayo.

• Tubo 1: Se deja inalterado como control

• Tubo 2: Se le añade gota a gota disolución de KSCN

• Tubo 3: Se le añade gota a gota disolución de NaOH

• Tubo 4: Se le añade gota a gota disolución de NaI

Los residuos deben ser conservado en recipientes especiales, para su posterior

tratamiento o eliminación por parte de empresas especializadas.

[Fe(SCN)6] 3–

(ac) Fe3+ (ac)

• * Principio de Le Chatelier : Cuando se somete un sistema en equilibrio a

una modificación de la temperatura, la presión o la concentración de alguna

de las especies del sistema, éste responde alcanzando un nuevo equilibio

que contrarreste parcialmente el efecto de la modificación

* La disolución del tiocianato de hierro (III) [Fe(SCN)3] en el agua produce

el siguiente sistema en equilibrio:

Fe3+(ac) + 6 SCN-

(ac) ⇔ [Fe(SCN)6]3-

(ac)

Amarillo pálido incoloro rojo

• Si agregamos iones tiocianato (SCN-), aumenta la concentración de este en

el equilibrio; luego, según el principio de Lechatelier, el equilibrio se

desplazará hacia la derecha (), aumentando la concentración del ión

[Fe(SCN)6]3- por lo tanto, el color rojo se intensifica.

* La disolución del tiocianato de hierro (III) [Fe(SCN)3] en el agua

produce el siguiente sistema en equilibrio:

Fe3+(ac) + 6 SCN-

(ac) ⇔ [Fe(SCN)6]3-

(ac)

Amarillo pálido incoloro rojo

• Si agregamos NaOH los iones OH – reaccionan con los iones

Fe3+ formando Fe(OH)3 un sólido insoluble de manera que

añadir NaOH es equivalente a reducir la concentración de iones

Fe3+ por lo que según Le Chatelier el equilibrio se desplaza

hacia la izquierda disminuyendo el color rojo al hacerlo la

concentración del ión [Fe(SCN)6]3-