EQUILIBRIO QUIMICO QF: Edwin Pomatanta Plasencia

Docente Uladech Católica edwinpomatanta@hotmail.com

Celular:999013595

• Todos los procesos evolucionan desde los reactivos

hasta la formación de los productos a una velocidad

que cada vez es menor, pues a medida que

transcurren, hay menos cantidad de reactivo

• Según van apareciendo moléculas de los productos

, estas pueden reaccionar entre si y dar lugar

nuevamente a reactivos, y lo hacen a velocidad

mayor , porque cada vez hay mas.

• El proceso continua hasta que la velocidad de

formación de los productos es igual a la velocidad

de descomposición de estos para formar

nuevamente los reactivos.

• Se llega a la formación de un estado dinámico en el

que las concentraciones de TODAS las especies

reaccionantes (REACTIVOS Y PRODUCTOS)

permanecen constantes

• Este estado se conoce como EQUILIBRIO QUIMICO

Equilibrio Químico

• Es un estado de un sistema reaccionante en el que

no se observan cambios a medida que transcurre el

tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre

si las sustancias presentes.

•

• En la mayoría de las reacciones químicas , los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido.

• La concentración de todos permanece constante.

• Significa estos que la reacción se ha detenido?

• No; una reacción en equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos continuamente se convierten en reactivos, cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado

Predominan los reactivos

Predominan los productos

• El equilibrio químico se establece cuando existen

dos reacciones opuestas que tiene lugar

simultáneamente a la misma velocidad

• En términos de velocidad se puede expresar :

• Cuando ambas velocidades se igualan, se

considera que el sistema esta en equilibrio.

• Se deduce que el sistema evolucionara

cinéticamente , en uno u otro sentido, con el fin de

adaptarse a las condiciones energéticas mas

favorables.

• Cuando estas se consigan , diremos que se ha

alcanzado el equilibrio, esto es dG=0.

• En un sistema en equilibrio se dice que se

encuentra desplazado hacia la derecha si hay mas

cantidad de productos (C y D) presentes en el

mismo que de reactivos (Ay B), y se desplazara

hacia la izquierda , cuando ocurra lo contrario

Equilibrio desplazado a la derecha

Equilibrio desplazado a la izquierda

• Consideremos la siguiente reacción para la

obtención de trióxido de azufre a partir de oxigeno y

azufre a 1000 °C

• 2SO2(g) +O2(g) <-> 2SO3(g)

Representación del equilibrio para la formación del SO3

Representación del equilibrio para la descomposición del SO3

• Si no se cambian las condiciones de reacción ,

estas concentraciones permanecerán inalteradas,

pues se ha conseguido alcanzar el estado de

equilibrio, esto no quiere decir que la reacción se

ha parado, ya que el estado de equilibrio es un

estado dinámico permanente. (continuamente los

reactivos se están convirtiendo en productos y los

productos continuamente se convierten en

reactivos)

Constante de equilibrio

• En la grafica se comprueba que las concentraciones de las sustancias que intervienen en el proceso cuando este llega al equilibrio, son las mismas, independientemente de la concentración

inicial.

• Esto nos llevo a pensar que debería de existir una

relación entre las sustancias que permanezca

constante siempre y cuando la temperatura no

varié.

• Experimentalmente se determino la ley que

relacionaba las concentraciones de los reactivos y

productos en el equilibrio con una magnitud:

CONSTANTE DE EQUILIBRIO

• Es importante diferenciar entre el equilibrio en

términos de velocidad, en el que ambas velocidades

son iguales, del equilibrio en términos de

concentraciones, donde estas pueden ser, y

normalmente son, distintas.

• Las especies que intervienen en el calculo de Kc

son aquellas que pueden variar su concentración .

Por tanto son sustancias gaseosas o que están en

disolución , tanto para equilibrios homogéneos y

heterogéneos

• Las demás están incluidas en la constante.

• K es siempre constante independientemente de las

concentraciones de las sustancias reaccionantes

en el equilibrio.

• K siempre es igual a Kd/ki el cociente de dos

cantidades que en si mismas son constantes a una

temperatura dada

• Como las constantes de velocidad dependen de la

temperatura se deduce que la constante de

equilibrio debe variar también con la temperatura.

• Reacciones elementales son aquellas que se

producen en una sola etapa y en ellas si coincide el

coeficiente estequiometrico de cada reactivo con

su orden de reacción.

• Los valores que se emplean para Kc están

numéricamente relacionados con las

concentraciones molares, Kc, se consideran

adimensional, no tiene unidades.

LEY DE ACCION DE MASAS

• “En un proceso elemental , el producto de las

concentraciones en el equilibrio de los productos

elevadas a sus respectivos coeficientes

estequiometricos, dividido por el producto de las

concentraciones de los reactivos en el equilibrio

elevadas a sus respectivos coeficientes

estequiometricos, es una constante para cada

temperatura, llamada CONSTANTE DE EQUILIBRIO

• Reacción elemental:

• 2NO + O2 2NO2

• Ley de acción de masas:

• Kc nos indica sobre la proporción entre reactivos y

productos en el equilibrio químico, así:

• -Cuando Kc >1 , en el equilibrio resultante la

mayoría de reactivos se han convertido en

productos

• -Cuando Kc -> infinito, en el equilibrio

prácticamente solo existen los productos.

• -Cuando Kc < 1, indica que , cuando se establece el

equilibrio, la mayoría de los reactivos quedan sin

reaccionar, formándose solo pequeñas cantidades

de productos.

• Cualquier numero superior

a 10 se considera que es

mucho mayor que 1, y un

numero menor que 0.1

significa que es mucho

menor que 1.

• Las sustancias escritas al

lado izquierdo e las flechas

de equilibrio se consideran

“reactivos” y las que están

al lado derecho como

“productos”

EJERCICIOS EQUILIBRIO QUIMICO

Predicción del sentido de una

reacción

Cociente de reacción

• La expresión de la Ley de Acción de Masas para una

reacción general que no haya conseguido alcanzar

el equilibrio :

• A+B <-> C+D

• Para las reacciones que no han logrado el

equilibrio al sustituir las concentraciones

iniciales en la expresión de la constante de

equilibrio se obtiene el Cociente de reacción(Q)

en lugar de la constante de equilibrio

• Donde:

• Q = Cociente de reacción

• Las concentraciones expresadas en Q no son

las concentraciones en el equilibrio.

• Q tiene la misma forma que la de Kc cuando el

sistema alcanza el equilibrio.

• Se compara Q con Kc para una reacción en las

condiciones de presión y temperatura a que tengan

lugar, para prever si la reacción se desplazara hacia

la derecha (aumentando la concentración de

reactivos )o hacia la izquierda

• Si

• Q < Kc predomina la reacción hacia la derecha,

hasta llegar al equilibrio.

• Q = Kc el sistema esta en equilibrio.

• Q > Kc predomina la reacción hacia la izquierda,

(de derecha a izquierda) hasta llegar al equilibrio

• Conocido el valor de Kc, podemos conocer el

estado de reacción calculando, si es posible, el

valor de Q.

• De esta forma se puede determinar si el proceso ha

alcanzado o no el equilibrio.

Ejercicios

Aplicaciones de la constante de

equilibrio

• Hemos visto la forma de calcular el valor de Kc a

partir de unos datos de concentraciones en

equilibrio de las especies que intervienen en la

reacción.

• Una vez conocida el valor de la constante de

equilibrio, podemos invertir el proceso para

calcular las concentraciones en equilibrio a partir

del valor de la constante de equilibrio.

• Muchas veces son conocidas las concentraciones

iniciales , y lo que deseamos saber es la cantidad

de cada reactivo y de cada producto cuando se

alcance el equilibrio

• Un químico industrial que desea obtener el máximo

rendimiento de acido sulfúrico debe obtener un

conocimiento claro de las constantes de equilibrio

de todas las etapas del proceso, desde la oxidación

del azufre hasta la formación del producto final.

• Un medico especialista en casos clínicos de

alteraciones en el equilibrio acido base necesita

conocer las constantes de equilibrio de ácidos y

bases débiles .

• El conocimiento de las constantes de equilibrio de

ciertas reacciones en fase gaseosa ayudara a los

químicos especialistas en la atmosfera a entender

mejor el problema de destrucción del ozono en la

estratosfera.

Equilibrios Homogéneos

• Se aplica a las reacciones en las que todas las

especies reactivas se encuentran en la misma fase.

• Ejemplo : la disociación de N2O4 es un ejemplo de

equilibrio homogéneo en fase gaseosa.

• Las concentraciones de reactivos y productos en

las reacciones de gases también se pueden

expresar en términos de presiones parciales:

• Se puede expresar como

Relación entre Kp y Kc

• Supongamos el siguiente equilibrio en fase

gaseosa:

aA(g) <-> bB (g)

• Donde a y b son los coeficientes estequiometricos.

La constante Kc esta dad por :

• Y la expresión de Kp es:

• Δn= b-a

• = moles de productos gaseosos-moles de

reactivos gaseosos

• En general Kp ≠ Kc excepto en el caso en el que

• Δn= 0 , como en la mezcla en equilibrio de hidrogeno

molecular, bromo molecular y bromuro de

hidrogeno

• H2 (g) + Br2 (g) <-> 2 Hbr (g)

Equilibrios heterogéneos

• Una reacción reversible en la que intervienen

reactivos y productos en distintas fases conduce a

un equilibrio heterogéneo.

• Por ejemplo, cuando el carbonato de calcio se

calienta en un recipiente cerrado, se estable ce el

siguiente equilibrio:

• CaCO3(s) <-> CaO(s) + CO2(g)

• La actividad de un solido puro es 1, en el caso

anterior los términos de concentración tanto para

CaCO3 como para CaO son la unidad

• La actividad de un solido puro es 1, en el caso

anterior los términos de concentración tanto para

CaCO3 como para CaO son la unidad

• La ecuación anterior

• CaCO3(s) <-> CaO(s) + CO2(g)

• se puede escribir Kc=[CO2]

• La actividad de un liquido puro también es igual a 1

• Por lo tanto si un reactivo o producto es liquido ,

puede omitirse en la expresión de la constante de

equilibrio.

• La constante de equilibrio también se expresa

como: Kp = P Co2

EJERCICIO 4-5

Características del equilibrio

• 1.-Sus propiedades macroscópicas (concentración

de reactivos y productos, presión de vapor , etc) no

varían con el tiempo

• 2.-El estado de equilibrio no intercambia materia

con su entorno

• 3.-Es un estado dinámico en el que se producen

continuas transformaciones, en ambos sentidos, a

la misma velocidad, y por eso no varían sus

propiedades macroscópicas.

• 4.-La temperatura es la variable fundamental que

controla el equilibrio. Ejm a 450 C la constante de

equilibrio para la formación de HI es 57 , sea cual

fuere la concentración de las especies

reaccionantes, y a 425 la constante vale 54.5.

• 5.-La Kc corresponde al equilibrio expresado de

una forma determinada, de manera que si se varia

el sentido del mismo, o su ajuste estequiometrico,

cambia también el valor de la nueva constante,

aunque su valor este relacionado con la anterior.

La constante de equilibrio en función

de la presión

• Para representar el cambio necesario para

establecer el equilibrio en términos de presiones ,

en aquellas reacciones cuyos componentes son

gaseosos, en función de la presión parcial de las

sustancias gaseosas que interviene en el equilibrio

• A esta nueva constante la llamaremos Kp.

• Para la reacción :

• aA+bB <-> cC+dD

• Las especies intervinientes son gases, entonces:

• Si se trata de equilibrios en los que además hay especies en otro estados físicos (sistemas heterogéneos) , en la Kp solo intervienen las especies en estado gaseoso.

• Aunque Kc depende de la temperatura, no existe relación de proporcionalidad directa entre la temperatura y Kc

Ejercicio 6 -7

Relación entre las formas de

expresar la constante de

equilibrio

• Sea la ecuación general : aA+bB <-> cC+dD, donde

todas las especies son gaseosas.

• Para este equilibrio Kc será igual

Siendo:Δ n = (c+d)-(a+b) y sustituimos Kp por su valor , nos queda

• Ecuación que relaciona la Kc y la Kp y donde observamos que ambas dependen de la temperatura.

• Kp esta en función de la temperatura porque depende de la presión parcial, y esta se relaciona directamente con la temperatura.

Ejercicio 8

Calculo de las concentraciones

de equilibrio

• Si se conoce la constante de equilibrio para una

reacción dada, es posible calcular las

concentraciones de la mezcla en equilibrio a partir

de las concentraciones iniciales.

• De hecho es frecuente que solo se proporcionen las

concentraciones iniciales de los reactivos

• Considerar el siguiente sistema en el que participan

dos compuestos orgánicos, cis-estilbeno y trans-

estilbeno, en un disolvente hidrocarbonado no

polar.

• Cis-estilbeno <-> trans-estilbeno

• La constante de equilibrio para este sistema es 24 a

200 C .

• Supongamos que en el inicio solo esta presente cis-

estilbeno en una concentración de 0.850 mol/L

• Como calcularíamos las concentraciones de cis- y

trans-estilbeno en el equilibrio

• Por estequiometria se ve que por cada mol de cis-

estilbeno transformado , se genera un mol de trans-

estilbeno

• Si x es la concentración de equilibrio de este ultimo

compuesto en mol/L, por lo tanto la concentración

de cis-estilbeno debe ser (0.850-x) mol/L

Método ICE (Inicial-cambio-equilibrio)

Cis-estilbeno <-> Trans-

estilbeno

Inicial(M) 0.085 0

Cambio(M) -x +x

Equilibrio (0.850-x) X

• Un cambio positivo(+) representa un incremento de

la concentración en el equilibrio y un cambio

negativo(-) una disminución de esa concentración.

• Escribimos a continuación la expresión de la

constante de equilibrio:

• Kc= [trans-estilbeno] / [cis-estilbeno]

• 24.0 = X / (0.850-X)

• X= 0.816 M

• Una vez resuelta X, se calculan las concentraciones de equilibrio del cis-estilbeno y trans-estilbeno, como sigue:

• [cis-estilbeno] (0.850-0816) M = 0.034 M

• [trans-estilbeno] = 0.816 M

• Para verificar los resultados , se sustituyen estas concentraciones de equilibrio para calcular Kc

Metodo ICE

• El metodo para resolver problemas de constante de equilibrio se puede resumir:

• 1.-Exprese las concentraciones de equilibrio de todas las especies en terminos de las concentraciones iniciales y una sola variable X que representa el cambio de concentracion

• 2.-Escriba la expresion de la constante de equilibrio en terminos de las concentraciones de equilibrio. Si se conoce el valor de la constante de equilibrio, despeje y obtenga el valor de X

• 3.-Una vez conocida X , calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies.

Relacion entre las constantes de equilibrio y el grado de disociacion

• Una dxe las grandes aplicaciones de la ley de equilibrio es el calculo de rendimiento de una reaccion quimica, es decir el grado de desplazamiento del equilibrio hacia los productos , conocida como la Kc

• Si kc tiene un valor alto, el equilibrio se desplazara hacia los productos

• Si Kc tiene un valor bajo , el equilibrio se desplazara hacia los reactivos.

• El Grado de Disociacion en tanto por uno de un proceso quimico es el cociente entre el numero de moles disociados dividido entre el numero total de moles iniciales.

• Multiplicando el cociente anterior por cien, obtenemos el grado de disociacion α, expresado en porcentaje, lo cual daria una idea de la evolucion del equilibrio.

Ejercicio 9-10

Factores que modifican el equilibrio

quimico

Ley de lechatelier

• Factores que modifican el estado de equilibrio en un proceso químico: temperatura, presión, el volumen y las concentraciones

• Si en una reacción química en equilibrio se modifica la presión, la temperatura o la concentración de uno o varios de los reactivos o productos, la reacción evolucionara en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

• Esto se usa habitualmente para aumentar el rendimiento de un proceso químico deseado o, por el contario disminuirlo si es una reacción indeseable(que interfiere o lentifica la reacción que nos interesa)

• La influencia de los tres factores señalados se

puede predecir de manera cualitativa por el

Principio de Lechatelier:

• “Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno

de los factores que influyen en el mismo

(temperatura, presión o concentración), el sistema

evolucionara de forma que se desplaza en el

sentido que tiende a contrarrestar dicha variación”

A.-Efecto de la temperatura

• Única variable que , además de influir en el equilibrio modifica el valor de su constante.

• Si una vez que se alcanza el equilibrio aumenta la temperatura, el sistema siguiendo el Principio de Lechatelier, se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, hacia el sentido de la reacción endotérmica

• La variación de la presión , volumen y/o concentración de las distintas sustancias no modifica los valores de Kp y Kc, pero si puede modificar el valor de cada concentración para que aquellas permanezcan constantes

Ejemplo 12

B.-Efecto de la presión y del

volumen

• La variación de presión influye solamente cuando en el

mismo intervienen especies en estado gaseoso o

disueltas y hay variación en el numero de moles, pues

si n=0, no influye la variación de presión o de volumen.

• Si ↑ Presión, el sistema se desplazara hacia donde

exista menor numero de moles gaseosos (según la

estequiometria de la reacción), para así contrarrestar

el efecto de la disminución de Volumen y viceversa.

• Si se trata de un sistema heterogéneo, el efecto de

estas magnitudes sobre el desplazamiento del

equilibrio solo depende del # moles gaseosos o

disueltos que se produzca.

Ejemplo 13

C.-Efecto de las concentraciones

• La variación de las concentraciones de cualquiera

de las especies que interviene en el equilibrio no

afecta en absoluto el valor de la constante de

equilibrio ; no obstante el valor de las

concentraciones de las restantes especies en el

equilibrio si se.

• En el ejemplo:

• Una disminución de NH3 , retirándolo a medida que

se va obteniendo, hará que el equilibrio se desplace

hacia la derecha y se produzca mas NH3, con el fin

de que Kc siga permaneciendo constante.

Ejercicio 14-15

GRACIAS

QF EDWIN POMATANTA PLASENCIA