Unidad 10_equilibrio químico

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UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
1
Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 10
Tema: Equilibrio Químico.
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Unidad 10 (2007)
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Unidad 10. Equilibrio químico.
• La naturaleza dinámica del equilibrio químico.
• Constante de equilibrio, K. 
• Expresión de equilibrio, unidades. 
• Relaciones entre Kp , Kc y Kx.
• Significado de valor de K.
• Cociente de reacción, Q.
• Cómo resolver problemas de equilibrio 
químico.
• Condiciones de reacción y estado de equilibrio: 
Principio de Le Châtelier.
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El estudio de las reacciones químicas debe 
permitir responder, entre otras, tres preguntas 
escenciales:
1) ¿Con qué velocidad procede la reacción en 
un instante dado? (Cinética química) 
2) ¿Cuáles son las concentraciones de reactantes 
y de productos cuando ya no hay más 
cambio? (Equilibrio químico) 
3) ¿Qué cantidad de energía está involucrada en 
la reacción? (Termodinámica química) 
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El estudio del equilibrio químico permite 
responder la segunda pregunta: 
¿Cuánto producto se formará en una reacción 
bajo condiciones dadas y concentraciones 
iniciales dadas?
El equilibrio químico tiene relación con la 
extensión de la reacción (conversión o alcance 
de la reacción). En otras palabras: cuánto ocurre 
la reacción, (independiente del tiempo que 
demore). 
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La naturaleza dinámica del equilibrio 
químico.
Los estudios experimentales de reacciones 
químicas muestran que en un estado de 
equilibrio las concentraciones de reactantes 
y de productos ya no cambian en el tiempo.
Este cese aparente de cambio químico ocurre 
porque la gran mayoría de las reacciones son 
reversibles, (aunque en distinto grado):
Reactantes Productos
la doble flecha
indica reversibilidad
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Ejemplo de equilibrio físico: 
H2O(s) H2O(l) a P y T
El hielo funde ( ) y el agua líquida solidifica ( ) y 
pueden permanecer ambas fases indefinidamente 
presentes en el sistema.
Ejemplo de equilibrio químico:
N2O4(g) 2 NO2(g) a P y T
El equilibrio químico se establece desde el instante en 
que la velocidad de la reacción directa y la velocidad 
de la reacción inversa se igualan.
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N2O4(g) 2 NO2(g) a P y T
Equilibrio químico => vdirecta = vinversa
directa
iversa
ve
lo
ci
da
d
tiempo
equilibrio
vdirecta
vinversa
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El estado de equilibrio químico es dinámico :
una vez alcanzado el equilibrio, las reacciones 
directa e inversa no cesan, ellas siguen 
ocurriendo, ambas a la misma velocidad, por 
consiguiente la composición del sistema 
reaccionante en el estado de equilibrio no 
cambia en el tiempo.
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El estado de equilibrio químico:
contiene TODAS las sustancias que 
participan en la reacción.
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Constante de equilibrio, K.
La termodinámica química permite establecer que 
para cada reacción química reversible que ocurre 
a P y T:
aA(..) + bB(..) = cC(..) + dD(..) 
existe una constante constante de equilibrio, K, 
que depende sólo de la temperatura.
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• Cada reacción tiene constante de equilibrio, K.
• El valor de K sólo cambia con la temperatura.
• K tiene sólo valores positivos:
0 < K < infinito
• La magnitud de K tiene relación con la extensión 
de la reacción.
• La constante K tiene una expresión cuya forma 
depende de la estequiometría de la reacción. 
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Expresión de equilibrio, unidades. 
Para la reacción:
aA(..) + bB(..) = cC(..) + dD(..) a T
la expresión de la constante de equilibrio K es de la 
forma:
donde [X] es la concentra-
ción mol/L de la especie X en el 
EQUILIBRIO.ba
dc
]B[]A[
]D[]C[K =
ó Kc (en función de concentraciones)
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Debe tenerse en cuenta que:
si en la reacción intervienen
sólidos (puros)
o líquidos (puros)
éstos no aparecen en la expresión de la constante 
K, lo que equivale a reemplazar la “concentra-
ción” del sólido o del líquido por 1. 
(Fundamentos de esto están por sobre el nivel de 
este curso.)
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Problema 1.
Escriba la expresión de la constante de 
equilibrio, K, para cada una de las reacciones 
siguientes:
a) N2O4(g) = 2 NO2(g)
b) 3 H2(g) + N2(g) = 2 NH3(g)
c) H2O(l) = H+(ac) + OH-(ac)
d) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)
e) SnO2(s) + 2H2(g) = Sn(s) + 2H2O(g)
f) Cu(s) + ½ O2(g) = CuO(s)
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Solución:
a) N2O4(g) = 2 NO2(g)
b) 3 H2(g) + N2(g) = 2 NH3(g)
c) H2O(l) = H+(ac) + OH-(ac)
K = [H+] [OH-]
]ON[
]NO[K
42
2
2=
]N[]H[
]NH[K
2
3
2
2
3=
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d) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)
K = [CO2]
e) SnO2(s) + 2 H2(g) = Sn(s) + 2 H2O(g)
e) Cu(s) + 1/2O2(g) = CuO(s)
2
2
2
2
]H[
]OH[K =
2/1
2 ]O[
1K =
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Las “[ ]” de las expresiones de K 
representan concentraciones en 
mol/L en estado de EQUILIBRIO 
del sistema.
Las “[ ]” de las expresiones de K 
representan concentraciones en 
mol/L en estado de EQUILIBRIO 
del sistema.
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Si en la reacción intervienen:
sólo gases
o gases, sólidos (puros) y/o líquidos (puros)
la constante de equilibrio K de la reacción se 
puede expresar en función de las presiones de 
los gases en el equilibrio.
En este caso la constante K se escribe como Kp.
presiones de equilibrio
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Problema 2.
Escriba la expresión de Kp para las reacciones:
a) H2(g) + ½ O2(g) = H2O(g)
b) 2 Cu(s) + O2(g) = 2 CuO(s)
c) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)
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Solución:
a) H2(g) + ½ O2(g) = H2O(g)
b) 2 Cu(s) + O2(g) = 2 CuO(s)
c) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)
2/1
2O2H
O2H
p pp
p
K =
2O
p p
1K =
2CO
pK =
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La “pX” en las expresiones de Kp
representan la presión de X 
EN EL EQUILIBRIO.
La “pX” en las expresiones de Kp
representan la presión de X 
EN EL EQUILIBRIO.
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Unidades de K.
A las Kc ó Kp no se acostumbra ponerle unidades, 
pero debe respetarse que:
• si es Kc las concentraciones deben ser molares,
• si es Kp las presiones deben expresarse en atm, 
a no ser que se indique otra unidad de presión.
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Relaciones entre Kp , Kc y Kx .
Como se vió en los ejemplos anteriores, en la 
expresión de la constante de equilibrio:
Kc los gases se expresan como 
concentración molar, [ gas]
Kp los gases se expresan como pgas
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Si se supone comportamiento ideal para los 
gases, la relación entre concentración en mol/L
del gas y presión del gas se obtiene de la 
ecuación de estado de gas ideal: P V = n R T
Para una sustancia A(g) se tiene:
o bien: pA = [A] R T
RT
p
)L(V
)mol(n]A[ AA ==
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Con esta relación entre [A] y pA se puede 
determinar qué relación existe entre la Kp y la 
Kc de una reacción química a T.
Sea la reacción general:
aA(g) + bB(g) = cC(g) + dD(g) a P y T
Para esta reacción se tiene:
b
B
a
A
d
D
c
C
pba
dc
c pp
ppKy 
]B[]A[
]D[]C[K ==
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Reemplazandoen Kp cada una de las presiones 
en función de las concentraciones, se obtiene:
badc
ba
dc
p
bbaa
ddcc
p
)RT(
]B[]A[
]D[]C[K
)RT(]B[)RT(]A[
)RT(]D[)RT(]C[K
−−+×=
=
∆ngas = c + d – a – b 
variación en n° de moles
de gases en la reacción.
donde:
gasn
cp )RT(KK ∆=
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Si se aplica la ley de Dalton: pi = xi P
para la reacción anterior, Kp puede escribirse:
badc
b
B
a
A
d
D
c
C
b
B
a
A
d
D
c
C
p Pxx
xx
pp
ppK −−+×==
Kx Constante de equili-
brio en términos de
fracciones molares.gasn
xp PKK ∆=
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Unidad 10. Equilibrio químico.
• La naturaleza dinámica del equilibrio químico.
• Constante de equilibrio, K. 
• Expresión de equilibrio, unidades. 
• Relaciones entre Kp , Kc y Kx. <= Aquí vamos
• Significado de valor de K.
• Cociente de reacción, Q.
• Cómo resolver problemas de equilibrio químico.
• Condiciones de reacción y estado de equilibrio: 
Principio de Le Châtelier.
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Para reacción
aA(g) + bB(g) = cC(g) + dD(g) a P y T
se cumplen las relaciones:
b
B
a
A
d
D
c
C
pba
dc
c pp
ppKy 
]B[]A[
]D[]C[K ==
gasn
cp )RT(KK ∆=
∆ngas = c + d – a – b
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Problema 3.
Para la reacción CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)
El valor de la constante de equilibrio Kp a 1000K 
es 2,1x10-4.
Calcule el valor de Kc de esta reacción a 1000K. 
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Solución:
Se necesita calcular ∆ngas para la reacción:
∆ngas = Σ ngas productos – Σ ngas reactantes
∆ngas = 1- 0 = 1
Reemplazando los valores de Kp, R, T y ∆n :
2,1x10-4 = Kc (0,082 x 1000)1
Kc = 2,6x10-6
gasn
cp )RT(KK ∆=
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Si se aplica la ley de Dalton: pi = xi P
para la reacción anterior, Kp puede escribirse:
badc
b
B
a
A
d
D
c
C
b
B
a
A
d
D
c
C
p Pxx
xx
pp
ppK −−+×==
gasn
xp PKK ∆=
Kx
Constante de equili-
brio en términos de
fracciones molares.
P es la P total en el 
equilibrio
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Problema 4.
La constante de equilibrio Kc a 1000K de la 
reacción N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)
es 2,40x10-3. 
Calcule el valor de Kp y el valor de Kx a 1 atm y 
1000K para la reacción dada.
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Solución:
Las relaciones entre Kc, Kp y Kx a P y T son:
gasn
cp )RT(KK ∆=
gasn
xp PKK ∆=
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Se debe determinar el valor de ∆ngas para la 
reacción: N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)
∆ngas = 2 – 3 – 1 = -2
gasn
cp )RT(KK ∆=
7
p
23
p
106,3K
)1000082,0(1040,2K
−
−−
×=
××=
gasn
xp PKK ∆= 7
x
2
x
7
106,3K
)1(K106,3
−
−−
×=
=×
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Relaciones entre reacciones y sus 
constantes de equilibrio
Sean las reacciones y sus constantes:
1) A = B 
2) B = A
Luego se cumple que: 
]A[
]B[K1 =
]B[
]A[K 2 =
1
2 K
1
]A[
]B[
1K ==
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Si reacción 2) es la inversa de la 
reacción 1) entonces K2) es el valor 
recíproco de K1)
Si reacción 2) es la inversa de la 
reacción 1) entonces K2) es el valor 
recíproco de K1)
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Sea la reacción 2) n veces la reacción 1), 
entonces se tiene:
1) A = B
2) n A = n B
por tanto se cumple que:
]A[
]B[K )1 =
n
n
)2 ]A[
]B[K =
)
n
1
n
n
n
)2 K]A[
]B[
]A[
]B[K =⎥
⎦
⎤
⎢
⎣
⎡
==
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Si una reacción se multiplica por un 
valor “n” su constante de equilibrio se 
eleva a “n”.
Si una reacción se multiplica por un 
valor “n” su constante de equilibrio se 
eleva a “n”.
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Sea la reacción 2) “1/n” veces la reacción 1), 
entonces se tiene:
1) A = B
2) (1/n) A = (1/n) B
por tanto se cumple que:
]A[
]B[K )1 =
n
1
n
1
)2
]A[
]B[K =
n
)1
n
1
)1
n
1
n
1
n
1
)2 K)K(]A[
]B[
]A[
]B[K ==⎥
⎦
⎤
⎢
⎣
⎡
==
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Si una reacción se divide por un valor “n” 
su constante de equilibrio se eleva a 
“1/n”.
Si una reacción se divide por un valor “n” 
su constante de equilibrio se eleva a 
“1/n”.
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Sea la reacción 3) la suma de las reacciones 1) 
y 2):
1) A = B
2) B = C + E
3) A = C + E
]A[
]B[K )1 =
]B[
]E][C[K )2 =
]A[
]E][C[K )3 =
+
)2)1)3 KK]B[
]E][C[
]A[
]B[
]A[
]E][C[K ×=×==
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43
Si una reacción se obtiene sumando 
reacciones, su constante de equilibrio es 
igual al producto de las constantes de las 
reacciones sumadas.
Si una reacción se obtiene sumando 
reacciones, su constante de equilibrio es 
igual al producto de las constantes de las 
reacciones sumadas.
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Problema 5.
A cierta temperatura T, la constante Kc = 0,016 
para la reacción 2 H2S(g) = 2 H2(g) + S2(g).
Calcule el valor de Kc a T para la reacción
5 H2S(g) = 5 H2(g) + 5/2 S2(g).
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Solución:
1) 2 H2S(g) = 2 H2(g) + S2(g) 
2) 5 H2S(g) = 5 H2(g) + 5/2 S2(g) Kc 2) = ?
016,0
]SH[
]S[]H[K 2
2
2
2
2
c ==1) 
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46
Se debe encontrar la relación entre la 
reacción 1) y la reacción 2) y de ésta deducir 
cuál es la relación entre Kc 1 y Kc 2.
Reacción 2) = 5/2 x Reacción 1)
luego Kc 2) = (Kc 1))5/2
Kc 2) = 3,2x10-5
( ) 52/52/5cc )016,0()016,0(KK === 1) 2) 
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47
Problema 6.
A partir de las constantes de las reacciones:
1) HCN(ac) = H+(ac) + CN-(ac) Kc1) = 6,2x10-10
2) H2O(l) = H+(ac) + OH-(ac) Kc2) = 10-14
determine el valor de Kc de la reacción:
3) CN-(ac) + H2O(l) = HCN(ac) + OH-(ac) Kc3)=? 
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48
Solución:
Para obtener la reacción 3:
debe invertirse la reacción 1 y sumarla a la 2.
-1) H+(ac) + CN-(ac) = HCN(ac) 
(Kc1))-1 = 1,61x109
2) H2O(l) = H+(ac) + OH-(ac) Kc2) = 10-14
3) CN-(ac) + H2O(l) = HCN(ac) + OH-(ac) Kc3)=?
Kc3) = (Kc1))-1x Kc2) = Kc2)/Kc1) = 6,2x10-24
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49
También:
Reacción 3 = reacción 2 + (– reacción 1)
Kc3) = Kc2) x (Kc1))-1
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Significado del valor de K.
Para la reacción:
aA(..) + bB(..) = cC(..) + dD(..) a P y T
 
]B[]A[
]D[]C[K
ba
dc
c =
¿Qué significado tiene la constante de equilibrio 
Kc de una reacción?
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Con el propósito de interpretar el significado de
la expresión de Kc , consideremos una reacción 
tan simple como:
Reactantes = Productos
para la cual:
 
]testanac[Re
]oductos[PrKc =
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Según sea el valor de Kc, las concentraciones de 
Productos y de Reactantes (en el estado de 
equilibrio) pueden ser:
[Productos] > [Reactantes] si Kc > 1
[Productos] < [Reactantes] si Kc < 1
[Productos] ≈ [Reactantes] si Kc ≈ 1
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53
Si el valor de Kc es alto (Kc >>> 1 )
⇒ [ Productos ]equil >>> [ Reactantes ]equil
por lo tanto la conversión de reactantes en 
productos es alta. 
⇒ R P
En el equilibrio hay
más producto que reactante.
equilibrio a P y T
PRODUCTOS
Reactantes
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54
Si el valor de Kc es pequeño (Kc <<< 1 )
⇒ [ Productos ]equil <<< [ Reactantes ]equil
=> la conversión de reactantes en productos es 
pequeña. Reacción muy poco favorecida. 
⇒ R P
En el equilibrio hay
más reactantes que producto.
Productos
REACTANTES
equilibrio a P y T
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55
Si Kc ≈ 1 
⇒[ Productos ]equil [ Reactantes ]equil
⇒ R P
Productos
Reactantes
equilibrio a P y T
En el estado de equilibrio 
las concentraciones de 
reactantes y de productos 
son prácticamente del 
mismo orden de magnitud. 
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56
Se denomina cociente de reacción, Q, a una 
expresión igual a la de la constante de equilibrio 
de la reacción pero con concentraciones (o 
presiones) en un estado cualquiera del sistema 
DISTINTO DEL EQUILIBRIO.
Para la reacción:
aA(..) + bB(..) = cC(..) + dD(..) a P y T
Cociente de reacción, Q.
 
]B[]A[
]D[]C[
Q
ba
dc
c =
[ ] = en estado
cualquiera
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Comparando Q con K …
La comparación de un valor de Q con el valor de 
la constante K permite saber en qué dirección 
ócurrirá la reacción, si de R a P ó de P a R.
Cada vez que el valor de Q es distinto al valor 
de K, el sistema no está en equilibrio y ocurre 
reacción neta hasta que se llegue a un equilibrio.
¿Qué significa que Q < K ?
¿Qué significa que Q > K ?
¿Qué significa que Q = K ?
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Si Q < K,
< K
la reacción no está en equilibrio y Q deberá 
aumentar hasta hacerse igual a K.
Para que esto suceda tendrán que aumentar las 
concentraciones de los productos y disminuir 
las de los reactantes. 
=> Hay reacción neta de R a P : R P
 
]B[]A[
]D[]C[
Q
ba
dc
c =
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59
Si Q > K,
>K
la reacción no está en equilibrio y Q deberá 
disminuir hasta hacerse igual a K. 
Para que esto suceda tendrán que disminuir las 
concentraciones de los productos y aumentar las 
de los reactantes 
=> Hay reacción neta de P a R : R P
 
]B[]A[
]D[]C[
Q
ba
dc
c =
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Problema 7.
Para la reacción N2O4(g) = 2 NO2(g), Kc = 0.21 a 
100°C. 
Un sistema contiene 0.12 mol/L de N2O4(g) y 
0.55 mol/L de NO2(g) a 100°C.
Determine si este sistema está o no en equilibrio. 
En caso de no equilibrio determine en qué 
dirección habrá reacción .
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Solución.
Para la reacción N2O4(g) = 2 NO2(g) 
a 100°C
Comparando Q con el valor de K a 100°C se 
tiene que Q > K (2.5 > 0.21)
Luego el sistema no está en equilibrio y habrá 
reacción neta desde los productos hacia los 
reactantes.
2.5
0.12
(0.55)
]O[N
][NOQ
2
42
2
2 ===
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
62
El clorometano se forma por la reacción
CH4(g) + Cl2(g) = CH3Cl(g) + HCl(g)
A 1500K, la constante de equilibrio Kp = 1.6x104. 
En una mezcla de estos gases a 1500 K las 
presiones parciales son: p CH4 = 0.13 atm
p Cl2 = 0.035 atm
p CH3Cl = 0.24 atm 
p HCl = 0.47 atm
¿En qué dirección hay reacción neta?
Problema 8.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
63
Para la reacción:
24.8Q
0.0350.13
0.470.24
pp
pp
Q
p
ClCH
HClClCH
p
24
3
=
×
×
=
×
×
=
Qp < Kp => 24.8 < 1.6x104 por lo tanto
hay reacción neta hacia los productos.
El equilibrio se alcanzará consumiendo CH4 y Cl2
y formando CH3Cl y HCl.
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Unidad 10 (2007)
64
Cómo resolver problemas de equilibrio 
químico.
La mayoría de los problemas de equilibrio 
químico se pueden agrupar en dos tipos:
1) Cálculo de K a partir de información que 
permita conocer las concentraciones o presiones 
parciales del sistema en un estado de equilibrio.
2) Cálculo de concentraciones o presiones 
parciales de equilibrio a partir de una 
composición inicial dada del sistema y conocido 
el valor de K. 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
65
Problema 9. (tipo 1)
Se llena un matraz evacuado de 2.00 L con 0.200 
mol de HI(g) y se permite que a 453°C
ocurra la reacción: 2 HI(g) = H2(g) + I2(g)
Una vez alcanzado el equilibrio, se encuentra que 
[HI] = 0.078 M. Determine el valor Kc para la 
reacción dada a 453°C. 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
66
En la resolución de los problemas de equilibrio 
es muy conveniente ser ordenado, por tanto se 
recomienda seguir el siguiente procedimiento 
(que se ilustrará con el problema 9):
A) Pasos preliminares
1. Escriba la ecuación balanceada
2. Escriba la expresión de K
3. Exprese todas las cantidades en las unidades 
convenidas (mol/L ó atm)
4. Cuando no se conoce la dirección de la reac-
ción, compare Q con K y concluya.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
67
1.- 2 HI(g) = H2(g) + I2(g)
2.-
3.- [HI]inicial = 0.200 mol / 2.00 L = 0.100 M
[H2]inicial = 0
[I2]inicial = 0
[HI]eq = 0.078 M
4.- Q = 0 => Q < K => R P
2
22
c ]HI[
]I][H[K =
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Unidad 10 (2007)
68
Conc mol/L 2 HI(g) = H2(g) + I2(g)
Inicial 0,100 0 0
Cambio - x x/2 x/2
Equilibrio 0,100 – x x/2 x/2
Construcción de la tabla de reacción
5. Construya la tabla de reacción escribiendo bajo 
cada reactante y producto la concentración M o la 
presión en los estados: inicial, cambio, equilibrio
asigne a la incógnita x el signo correcto
B)
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
69
Para evitar que la incógnita quede involucrada en 
fracciones se puede plantear el cambio como sigue:
Conc mol/L 2 HI(g) = H2(g) + I2(g)
Inicial 0,100 0 0
Cambio - 2x x x
Equilibrio 0,100 – 2x x x
(NOTA: esta x no es la misma anterior)
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
70
Cálculo de ”x” y de concentraciones en el equilibrio. 
6. Sustituya las cantidades de equilibrio en la expresión de K 
y resuelva la ecuación para la incógnita.
Sugerencia:
Si la ecuación es de orden 2 ó superior puede simplificar el 
cálculo, analizando si se justifica despreciar la incógnita x
en algún término. Calcule el valor de x.
7. Calcule las concentraciones de todas las especies 
(reactantes y productos) en el equilibrio
De ser el caso, verifique que se justificaba despre-
ciar x (error no superior a 5%)
Verifique que sus resultados satisfacen el valor de 
la constante K de la reacción.
C)
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
71
6.- La incógnita es Kc de la reacción.
En este caso se conoce el valor de la 
concentración de HI en el equilibrio, es 
decir, que en el estado de equilibrio se tiene: 
[HI] = 0.100 - 2x = 0.078 M
x = 0.011 M
[H2] = [I2] = x = 0.011 M
Reemplazando estos valores en la expresión 
de Kc se obtiene: 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
72
2
2
2
22
c
(0.078)
0.011
[HI]
]][I[HK ==
Kc = 1.99x10-2
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
73
Problema 10. (tipo 2)
El fosgeno, COCl2, es un poderoso agente de 
guerra química prohibido por acuerdos 
internacionales.
Se descompone según la reacción:
COCl2(g) = CO(g) + Cl2(g) Kc = 8.3x10-4 (a 360°C)
Calcule las concentraciones de CO, Cl2 y COCl2
en el equilibrio a 360°C a partir de 5,00 moles de 
fosgeno contenidos en un matraz de 10.0 L.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
74
Solución.
Pasos 1, 2, 3 y 4:
COCl2(g) = CO(g) + Cl2(g)
[COCl2]inicial = 5.00 moles/10.0 L = 0.500 M
4
2
2
c 108.3][COCl
][CO][ClK −×==
0
]COCl[
]Cl[]CO[Q
i2
i2i
i c ==
Q < K => R P
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
75
Paso 5:
Conc M COCl2(g) = CO(g) + Cl2(g)
Inicial 0.500 0 0
Cambio - x x x
Equilibrio 0.500 – x x x
Paso 6: La incógnita es “x”. Resolver para
“x” permite conocer todas las concentraciones
de equilibrio
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad10 (2007)
76
Para encontrar el valor de x se hace cumplir la 
condición de equilibrio:
4
2
2
c 108.3][COCl
][CO][ClK −×==
4
2
108.3
x0.500
x −×=
−
Se resuelve la ecuación de 2° grado o se puede 
intentar una solución más simple (sugerencia,
Paso 6).
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
77
¿Es posible una aproximación?:
El valor de K = 8.3x10-4 indica que la reacción no 
está muy favorecida hacia los productos, en 
consecuencia se espera que el valor de x no sea 
muy grande c/r de 0.500 M.
Se puede despreciar el valor de x frente a 0.500 
M, es decir:
0.500 – x ≅ 0.500
con lo cual la ecuación a resolver se reduce a:
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
78
4
2
108.3
0.500
x −×=
de donde x = 2.04 x 10-2 M
Se debe comprobar si la aproximación se 
justifica esto es que el valor despreciado no 
sobrepase 5% : 
4.1%error %
10
0.500
102.04100
0.500
xerror %
2
=
×
×
=×=
−
0
Se justifica la aproximación, valor de x aceptable.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
79
Las concentraciones en el equilibrio son:
[CO] = x = 2.0 x 10-2 M
[Cl2] = x = 2.0 x 10-2 M
[COCl2] = 0.500 – x = 0.500 – 2.0 x 10-2
= 0.480 M
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
80
Condiciones de reacción y estado de 
equilibrio: Principio de Le Châtelier.
La característica más notable de un sistema en 
equilibrio es su habilidad para alcanzar un 
nuevo estado de equilibrio al provocarle algún 
cambio.
Este impulso para buscar un nuevo equilibrio se 
conoce como “principio de Le Châtelier”.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
81
El principio de Le Châtelier establece:
Cuando un sistema químico en estado de 
equilibrio es perturbado, el sistema experi-
menta reacción neta en la dirección que 
contraresta el efecto provocado por la 
perturbación.
El principio de Le Châtelier establece:
Cuando un sistema químico en estado de 
equilibrio es perturbado, el sistema experi-
menta reacción neta en la dirección que 
contraresta el efecto provocado por la 
perturbación.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
82
Sistema en equilibrio a P y T
Reactantes
y
Productos
¿Qué factores pueden
alterar un estado de
equilibrio?
?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
83
Un estado de equilibrio se puede alterar cada 
vez que se haga algo en el sistema que produz-
ca cambio en:
• el valor de Q (cambiando concentraciones 
o presiones)
• el valor de K (sólo cambiando T)
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
84
Modificando Q.
Q cambia toda vez que se cambie el valor de la 
concentración o de la presión de una especie 
que interviene en Q. 
1) Cambio en concentración:
• Si la concentración de una especie aumenta, 
el sistema reacciona consumiendo algo de 
ella.
• Si la concentración de una especie disminuye, 
el sistema reacciona produciendo algo de ella.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
85
Ejemplo 1.
Cuando un sistema está en equilibrio respecto la 
reacción PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(g) satisface 
la expresión: 
a 523 Kc
23
5
c K24.0]][Cl[PCl
][PClQ ===
a) Si a este sistema se inyecta Cl2(g):
=> [Cl2] aumenta => Qc < Kc => no equilibrio
⇒ cambio neto R P hasta nuevo equilibrio.
PCl3 + Cl2(se adiciona) PCl5(g)
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
86
b) Si del sistema se elimina algo de PCl3:
⇒[PCl3] disminuye => Qc > 24,0 = Kc
=> no equilibrio => cambio neto R P hasta 
lograr un nuevo estado de equilibrio.
En resumen, al disminuir [PCl3] el sistema 
responde reaccionando así: 
PCl3(se disminuye) + Cl2 PCl5(g)
El sistema contraresta el efecto producido.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
87
2) Cambio en presión:
Los cambios de presión tienen efectos 
significativos sólo en aquellos sistemas donde 
intervienen sustancias gaseosas. 
En sustancias que se presentan en fases 
condensadas ( s, l, disol) el efecto de la 
presión es despreciable debido a que éstas son 
prácticamente incompresibles.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
88
Los cambios de presión pueden ocurrir en tres 
formas:
• cambiando la concentración de un 
componente gaseoso
• adicionando un gas inerte (=> que no 
participa de la reacción)
• cambiando el volumen del recipiente de 
reacción.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
89
Ejemplo 2.
Consideremos que un sistema está en equilibrio, 
a P y T, con respecto de la reacción:
PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(g)
Cl2
PCl3 PCl5
Tapa móvil 
(pistón)
p
2Cl3PCl
5PCl
p Kpp
p
Q ==
En equilibrio a P y T
V
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
90
a) Si se cambia la concentración de alguna de 
las tres especies, => cambio en la presión de 
ella => cambio en Qp
=> Qp Kp => no equilibrio y habrá 
cambio neto en busca de un nuevo equilibrio.
• Si se aumenta [PCl5] => P de PCl5 aumenta 
=> Qp > Kp => R P
• Si se aumenta [PCl3 => P de PCl3 aumenta 
=> Qp < Kp => R P
• Etc.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
91
b) Si se agrega un gas inerte al sistema en 
equilibrio ¿se altera o no el equilibrio?
Si al sistema anterior que está en equilibrio 
a P, T y V, se introdujera He:
las concentraciones y las
presiones de PCl3, de Cl2 y 
de PCl5 no se modifican ya
que no han cambiado ni los
moles ni el volumen V.Cl2
PCl3 PCl5
He
V
P y T
Luego el equilibrio no se altera y se mantiene. 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
92
TAREA: Verifique que la adición de un inerte no 
modifica el estado de equilibrio de un sistema. 
Para esto considere el siguiente sistema en 
equilibrio a 523 K respecto de la reacción:
PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(g) Kp = 0,560 a 523 K
y agregue 5 moles de He (sin cambiar T ni V)
p PCl3 = ? atm
p Cl2 = ? atm
p PCl5 = ? Atm
5 moles He
p PCl3 = 0,5 atm
p Cl2 = 0,5 atm
p PCl5 = 0,14 atm
+ 5 moles He
En equilibrio
T = 523 K, V, Pt
T = 523 K, V, P’t
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Unidad 10 (2007)
93
c) Si se cambia el volumen del sistema que está 
en equilibrio ¿se altera o no el equilibrio?
Consideremos el sistema en equilibrio y 
aumentemos el volumen:
2 V
T
¿sigue en equilibrio?
Cl2
PCl3 PCl5
Tapa móvil 
(pistón)
V
Cl2
PCl3 PCl5
En equilibrio a P y T
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
94
El número de moles de cada gas no ha 
cambiado, pero ahora están en el doble de 
volumen, luego la concentración de cada gas 
disminuyó a la mitad lo que implica que la 
presión de cada gas también baja a la mitad.
Con esto el valor de
por tanto el equilibrio 
se altera y hay cambio 
neto de R P
p
ClPCl
PCl
p Kpp
p
Q
23
5 >=
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
95
Al aumentar el volumen del sistema en equi-
librio, éste busca un nuevo equilibrio despla-
zándose en dirección de aumentar el número 
de moles de gas.
Si se disminuye el volumen de un sistema en 
equilibrio, el nuevo equilibrio se alcanza con 
reacción neta hacia donde disminuya el núme-
ro de moles de gas.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
96
Modificando K.
El valor de la constante de equilibrio de una 
reacción SÓLO cambia al cambiar la 
temperatura.
¿Cómo cambia K en función de T?
La respuesta se obtiene de relacionar el ∆H de 
la reacción con su constante de equilibrio K
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
97
Recordemos que las reacciones químicas son:
Endotérmicas => ocurren con absorción de 
calor => ∆H es positivo.
R = P ∆H > 0 
ó
Exotérmicas => ocurren con liberación de calor 
=> ∆H es negativo.
R = P ∆H < 0 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
98
Los experimentos muestran que:
1) las reacciones endotérmicas presentan mayor 
conversión (de reactantes en productos) mien-
tras más alta es la temperatura de reacción. 
Por otra parte se sabe que K está relacionada con 
la conversión: a mayor valor de K, mayor es la 
conversiónde reactantes en productos.
Entonces, para reacciones endotérmicas,
R = P ∆H > 0 K aumenta al aumentar T
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
99
2) en las reacciones exotérmicas la conversión 
disminuye al aumentar la temperatura de 
reacción.
En estas reacciones debe verificarse que a 
medida que la temperatura de reacción aumenta 
el valor de K se va haciendo menor.
Entonces, para reacciones exotérmicas,
R = P ∆H < 0 K disminuye al aumentar T
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Unidad 10 (2007)
100
El efecto de la temperatura en el equilibrio se 
puede en con el siguiente esquema:
aumento de T
Reacción ENDOtérmica
K
Reacción EXOtérmica
K
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
101
¿Cómo afecta un aumento de temperatura el valor 
de Kc y el valor de la concentración de las sustan-
cias subrayadas en las reacciones siguientes?
a) CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2 (ac) ∆H° = - 82kJ
b) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) ∆H° = 178 kJ 
c) SO2(g) = S(s) + O2(g) ∆H° = 297 kJ
d) P4(s) + 10 Cl2(g) = 4 PCl5(g) ∆H° = - 1528 kJ
Problema 11.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
102
Solución.
a) CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2 (ac) ∆H° = - 82 kJ
Reacción exotérmica: aumento de T=> Kc disminuye 
=> conversión disminuye => [Ca(OH)2] disminuye
b) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) ∆H° = 178 kJ 
Reacción endotérmica: aumento de T => Kc
aumenta => conversión aumenta => [CO2] 
aumenta.
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Unidad 10 (2007)
103
c) SO2(g) = S(s) + O2(g) ∆H° = 297 kJ
Reacción endotérmica: aumento de T => aumento 
de Kc => conversión aumenta => disminución de 
[SO2]
d) P4(s) + 10 Cl2(g) = 4 PCl5(g) ∆H° = - 1528 kJ
Reacción exotérmica: aumento de T => Kc
disminuye => menor conversión => menor [PCl5]
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
104
¿Cómo cambia K con la temperatura? 
La dependencia de la constante de equilibrio K 
de una rección con respecto de la temperatura está 
dada por la ecuación siguiente:
RT
∆Hreacción
eK
−
∝
Si a T1 la constante es K1 y a T2 su valor es K2
entonces se cumple que:
⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
−−=
21
reac
2
1
T
1
T
1
R
∆H
K
Kln
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Unidad 10 (2007)
105
La presencia de catalizador no afecta el estado
de equilibrio.
Debe recordarse que el catalizador provoca un 
aumento de velocidad de la reacción al 
disminuir la energía de activación de ella, por lo 
tanto aumenta de la misma manera las 
velocidades de ambas reacciones, directa e 
inversa.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
106
Comparando dos sitemas reaccionantes, en las 
mismas condiciones iniciales, uno sin y otro 
con catalizador:
=
=
<
<
=
=
T 
K
vd
vi
t
[P]/[R]
T 
K
vd
vi
t
[P]/[R] 
R = P
sin catalizador 
R = P
con catalizador 
Temp………………. 
Cte equilibrio……....
Veloc. directa ……...
Veloc. inversa ……..
tiempo para
llegar al equilbrio…..
estado de equilibrio...
t t>Tiempo en llegaral equilibrio…………
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Unidad 10 (2007)
107
Por ejemplo:
Si se adiciona catalizador a una mezcla de PCl3
y Cl2 a 523 K, el sistema tendrá las mismas 
concentraciones en el equilibrio de PCl3, Cl2 y 
PCl5 más rapidamente de lo que sucedería sin 
catalizador.
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Unidad 10 (2007)
108
La unidad de investigación y desarrollo de una 
compañía química está estudiando la reacción 
entre CH4 y H2S, dos componentes del gas natural:
CH4(g) + 2 H2S(g) = CS2(g) + 4 H2(g)
En un experimento se mezclan 1.00 mol de CH4, 
1.00 mol de CS2, 2.00 mol de H2S y 2,00 mol de 
H2, en un reciepinte de 250 mL a 960 °C.
A esta temperatura Kc = 0.036.
Problema 12.
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Unidad 10 (2007)
109
a) En qué dirección ocurre la reacción para llegar 
al equilibrio?
b) Si en el equilibrio [CH4] = 5.56 M, ¿cuáles son 
las concentraciones de las otras sustancias?
c) ¿Cuál es el % de conversión de la reacción?
d) Calcule la presión total en el quilibrio.
e) ¿Qué efecto tiene en el equilibrio un aumento de 
la presión total del sistema?
f) ¿Qué efecto tiene añadir un catalizador al 
sistema en equilibrio?
g) Si Kc = 1.7x10-8 a 500°C, es la reacción endo o 
exo térmica?
h) Calcule el valor de ∆Η° de la reacción.
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Unidad 10 (2007)
110
Solución.
CH4(g) + 2 H2S(g) = CS2(g) + 4 H2(g)
C960 a 0.036
S]][H[CH
]][H[CSK 2
24
4
22
c °==
En 0.250 L: 1.00 mol CH4; 1.00 mol de CS2; 
2.00 mol de H2S y 2.00 mol de H2
⇒ Concentraciones iniciales: [CH4]i = 4.00 M
[CS2]i = 4.00 M
[H2S]i = 8.00 M
[H2]i = 8.00 M
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Unidad 10 (2007)
111
a) En qué dirección ocurre la reacción para llegar 
al equilibrio?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
112
Se debe comparar el valor de Qc inicial con el valor de Kc
64.0
(8.00)4.00
(8.00)4.00
S][H][CH
][H][CSQ 2
4
i22i4
i42i2
ic =×
×
==
⇒Qc i > Kc => la reacción ocurre de productos
a reactantes: R P
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Unidad 10 (2007)
113
b) Si en el equilibrio [CH4] = 5.56 M, ¿cuáles son 
las concentraciones de las otras sustancias?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
114
Debe construirse la tabla de reacción:
CH4(g) + 2 H2S(g) = CS2(g) + 4 H2(g)
M inicial 4.00 8.00 4.00 8.00
M cambio x 2x -x -4x
M equilibrio 4.00 + x 8.00 + 2x 4.00 - x 8.00 - 4x
[CH4]e = 4.00 + x = 5.56 M => x = 1.56 M
Luego [H2S]e = 8.00 + 2x = 11.12 M; [CS2]e = 4.00 – x = 2.44 M
[H2]e = 8.00 – 4x = 1.76 M
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Unidad 10 (2007)
115
c) ¿Cuál es el % de conversión de la reacción?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
116
Se puede usar cualquier reactante o producto, 
por ejemplo:
100
inicialCS M
areaccionad CS de Mconversión %
2
2 ×=
%39100 =×=
M 4.00
M 1.56conversión %
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Unidad 10 (2007)
117
d) Calcule la presión total en el equilibrio.
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Unidad 10 (2007)
118
V
RTnP tt =Suponiendo gases ideales:
En 1 L de sistema los moles en el equilibrio son: 
CH4 = 5.56 mol
H2S = 11.12 mol
CS2 = 2.44 mol
H2 = 1.76 mol
nt = 20.88 mol
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
119
atm 2111P
L 1.00
1233K
Kmol
Latm0.08220.88mol
P
t
t
=
×
×
×
×
=
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
120
e) ¿Qué efecto tiene en el equilibrio un aumento 
de la presión total del sistema?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
121
Si la presión total se aumenta (el volumen se reduce)
el sistema responde disminuyendo el número de moles
=> R P
debido a que la reacción es:
CH4(g) + 2 H2S(g) = CS2(g) + 4 H2(g)
3 moles 5 moles
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
122
e) ¿Qué efecto tiene añadir un catalizador al 
sistema en equilibrio?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
123
El estado de equilibrio del sistema no se modifica, 
sólo la dinámica del equilibrio aumenta su velocidad.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
124
f) Si Kc = 1.7x10-8 a 500 °C, es la reacción 
endo o exo térmica?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
125
A 960 °C Kc = 0,036
500 °C Kc = 1,7x10-8
Debido a que Kc es mayor a T mayor
=> reacción endotérmica.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
126
h) Calcule el valor de ∆H° de la reacción.
⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
−−=
21
reac
2
1
T
1
T
1
R
∆H
K
Kln
Sea Kc 1 = 0,036 a T1 = 960+273 = 1233 K
y Kc 2 = 1,7x10-8 a T2 = 500+273 = 773 K 
⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛ −
×
−=
× − K 773
1
K 1233
1
Kmol
J8.314
∆H
101.7
0.036ln reac8
∆H°reacción = 250.92 kJ
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
127
Problema 13.
El carbamato de amonio sólido se descompone 
según lareacción: 
NH2COONH4(s) = 2 NH3(g) + CO2(g).
A 250°C la constante Kc es 1.58x10-8.
En un recipiente vacío de 0.5 L se introducen 
7.80 g de NH2COONH4 y se mantiene a 250°C. 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
128
a) ¿Cuál es la presión en el recipiente en el 
equilibrio?
b) ¿Cuántos gramos de carbamato quedan en el 
recipiente en el equilibrio?
c) ¿Qué efecto produce en el equilibrio:
1) adición de NH2COONH4(s) 
2) disminución de NH3(g)
3) adición de CO2(g) 
4) aumento de V 
5) disminución de Pt
6) adición de un inerte? 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
129
Solución.
NH2COONH4(s) = 2 NH3(g) + CO2(g)
Kc = [NH3]2[CO2] = 1,58x10-8 a 250°C 
Sistema inicial: 7.80 g de NH2COONH4 en 0.5 L
(M carbamato de amonio = 78 g/mol)
moles iniciales de NH2COONH4 = 0.10 mol en 
0.5 L
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
130
a) ¿Cuál es la presión en el recipiente en el equilibrio?
La presión total en el equilibrio la ejercen los gases.
Pt = nt RT/V
Se debe calcular los moles de gases en el equilibrio.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
131
NH2COONH4(s) = 2 NH3(g) + CO2(g)
moles en
1 L
Base de cálculo 1 L de sistema 
=> 0,20 moles iniciales de carbamato de amonio.
Inicial 0.20 0 0
Cambio – y + 2y + y
Equilibrio 0.20 – y 2y y
Reemplazando en Kc:
Kc = [NH3]2 [CO2] = (2y)2 y = 1.58x10-8
4 y3 = 1.58x10-8
y = 1.58x10-3 mol en 1 L
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
132
[NH3] = 2 y = 3.16 x 10-3 mol/L
[CO2] = y = 1.58 x 10-3 mol/L
La presión total en el equilibrio la ejercen los gases.
En 1 L los moles totales son: 
nt = n de NH3 + n de CO2
nt = 3.16 x 10-3 + 1.58 x 10-3 = 4.74 x 10-3
Pt = nt (RT/V) = 4.74x10-3 (0.082x523/1)
Pt = 0.203 atm
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
133
b) ¿Cuántos gramos de carbamato de amonio 
quedan en el recipiente en el equilibrio?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
134
En 1L de sistema en el equilibrio hay:
(0.20 – y) mol de NH2COONH4 (s)
= 0.200 – 1.58x10-3 = 0.198 mol
⇒ En el recipiente de 0.500 L quedan:
0.198 / 2 = 0.099 mol
⇒ 0.099 mol x 78 g/mol =7.72 g NH2COONH3(s) 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
135
c) ¿Qué efecto produce en el equilibrio:
1) adición de NH2COONH4(s) 
2) disminución de NH3(g)
3) adición de CO2(g) 
4) aumento de V 
5) disminución de Pt
6) adición de un inerte 
7) disminución de temperatura?
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
136
El equilibrio a 250°Cse modifica si cambia 
Q y/o cambia K.
Qc = [NH3]2 [CO2] = Kc
Lo que afecte 
Kc modifica el 
equilibrio
Todo lo que afecte 
estas concentraciones 
altera el equilibrio
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
137
c 1) adición de NH2COONH4(s) 
No tiene efecto 
c 2) disminución de NH3(g) 
Qc se hace menor que Kc => el equilibrio 
se desplaza hacia la formación de NH3
=> R P
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
138
c 3) adición de CO2(g) 
Hace que Q > K => provoca consumo de CO2
=> R P
c 4) aumento de V 
Ambas concentraciones disminuyen => cambio
en dirección de aumentar n° de moles de gas 
=> R P
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
139
c 5) disminución de Pt
Provoca el mismo cambio que el aumento de V
R P (aumenta n° de moles de gas)
c 6) adición de un inerte
No altera el equilibrio.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
140
C 7) disminución de temperatura
Al bajar la temperatura del sistema disminuye 
su energía en consecuencia la reacción está menos
favorecida de R a P por lo tanto el equilibrio 
se desplaza hacia los reactantes:
=> disminuye concentración de los gases, aumenta 
cantidad del sólido
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
141
Problema 14.
El H2S(g) disocia según la reacción:
2 H2S(g) = 2 H2(g) + S2(g) Kc = 10-6 a 1000 K
Determine el % de disociación de H2S en un 
sistema que inicialmente contiene 1.00 mol/L de 
H2S(g) a 1000 K.
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 10 (2007)
142
Solución
mol/L 2 H2S(g) = 2 H2(g) + S2(g)
Inicial 1.00 0 0
Equilibrio 1 – 2x 2x x
a 1000 K
x = 6.3x10-3 mol/L
.
6
2
2
2
2
2
2
2
c 10)x21(
x)x2(
]SH[
]S[]H[K −=
−
==
1.26%100
1
106.32disoc. %
100
inicales SH moles
disoc SH moles disoc. %
3
2
2
=×
××
=
×=
−
	Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas
	La naturaleza dinámica del equilibrio químico.
	Constante de equilibrio, K.
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	Condiciones de reacción y estado de equilibrio: Principio de Le Châtelier.
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	Modificando K.