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).
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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-