Equilibrio Químico - Florencia Antonella

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Reacciones químicas
Una reacción química (o cambio químico) es todo proceso químico en el que una o más sustancias (reactivos o 
reactantes) sufren transformaciones químicas para convertirse en otra u otras (productos). Esas sustancias pueden ser 
elementos o compuestos
Éstas se representan mediante: Ecuación química
aA + bB cC + dD
https://www.quimica.es/enciclopedia/Sustancia.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/Compuesto.html
Equilibrio Químico
Equilibrio Químico
Una reacción química (o cambio químico) es todo proceso químico en el que una o más sustancias (reactivos o 
reactantes) sufren transformaciones químicas para convertirse en otra u otras (productos). Esas sustancias pueden ser 
elementos o compuestos
Éstas se representan mediante: Ecuación química
aA + bB cC + dD
Equilibrio desplazado 
a la izquierda
https://www.quimica.es/enciclopedia/Sustancia.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/Compuesto.html
Una reacción química (o cambio químico) es todo proceso químico en el que una o más sustancias (reactivos o 
reactantes) sufren transformaciones químicas para convertirse en otra u otras (productos). Esas sustancias pueden ser 
elementos o compuestos
Éstas se representan mediante: Ecuación química
aA + bB cC + dD Equilibrio desplazado 
hacia la derecha
https://www.quimica.es/enciclopedia/Sustancia.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/Compuesto.html
Tipos de reacciones químicas
Tipos de reacciones químicas
Tipos de reacciones químicas
Velocidad de reacción
Es la variación que experimenta la concentración de productos o reactivos con el tiempo.
“La velocidad de reacción es directamente proporcional al producto de las 
concentraciones molares de los reactantes”. Ley- Guldberg y Waage 1862.-
aA + bB cC + dD
Vd= kd x [A]ax[B]b kd: constante de velocidad directa
Vi= ki x [C]cx[D]d ki: constante de velocidad inversa
Constante de Equilibrio
Una vez alcanzado el equilibrio:
Kd x [A]ax[B]b = Ki x [C]cx[D]d 
El cociente entre ambas constantes, a una temperatura dada, se define como constante de 
equilibrio químico Kc o K
K= [C]cx[D]d 
[A]ax[B]b 
K mide hasta qué grado se produce la reacción
● Si K < 1, se favorece la 
formación de reactivos.
● Si K > 1, se favorece la 
formación de productos.
Constante de disociación
Se denomina así en el caso de reacciones de ionización o disociación: kdis
Una kdis alta, indica que el electrolito se disocia mucho y por lo tanto es un 
electrolito fuerte; mientras que, una kdis pequeña indica que el electrolito no se 
disocia tanto, por lo que es un electrolito débil
Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:
● Sólo puede existir equilibrio en un sistema aislado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o 
salgan continuamente.
● Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin 
reaccionar, temperatura, etc.), no varían con el tiempo.
● Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema 
vuelve a la temperatura original.
● También puede haber modificaciones en el equilibrio con variaciones en la presión/volumen y con variaciones en 
la concentración de las sustancias participantes en la reacción.
https://www.quimica.es/enciclopedia/Temperatura.html
Alteración de un sistema en equilibrio
Si un sistema en equilibrio se altera a causa de un cambio de condiciones 
(aplicación de un estrés), el sistema se desplaza en la dirección a la que se 
reduce el estrés. Si esta tensión dura un tiempo suficiente, se establece un 
nuevo equilibrio. Puede ocurrir mediante 3 tipos de cambios:
1. Cambios de concentración
2. Cambios de presión o volumen (en reacciones en las que intervienen 
gases)
3. Cambios de temperatura
A fines del siglo XIX, el químico francés Henry Le Châtelier (1850-1936) postuló que, si sobre un 
sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química, 
dicho sistema evolucionará en la dirección que contrarreste el efecto del cambio. Cuando un 
sistema que se encuentra en equilibrio, es sometido a una acción externa que lo perturbe, el 
equilibrio se desplaza hasta alcanzar nuevamente el equilibrio. Los principales factores que 
afectan el equilibrio son: 
Concentración CatalizadoresPresión/VolumenTemperatura
https://www.quimica.es/enciclopedia/Henry_Le_Ch%C3%A2telier.html
Cambio en la concentración
aA + bB cC + dD
- Si aumenta la concentración de productos: desplazamiento a la izquierda
- Si disminuye la concentración de productos, desplazamiento hacia la derecha
- Si aumenta la concentración de reactivos, desplazamiento hacia derecha
- Si disminuye la concentración de reactivos, desplazamiento hacia la izquierda
K= [C]cx[D]d 
[A]ax[B]b 
Cambios en la presión o volumen
● Si aumenta la presión, desplazamiento hacia el lado con menos moles de gas
● Si disminuye la presión, desplazamiento hacia el lado con más moles de gas
A(g) + B(g) C(g) 
Relación entre ΔG y Constante de Equilibrio
Por comenzar, vamos a definir a la ΔG . En termodinámica, la energía libre de Gibbs es un 
potencial termodinámico que da la condición de equilibrio y espontaneidad para una 
reacción química en estado estándar (a presión y temperatura constantes).
El cambio estándar de energía libre de una reacción es ΔG0rxn.
- En equilibrio: ΔG=0
- Espontaneidad ΔG<0
- Proceso no espontáneo ΔG>0
El cambio de energía a cualquier otra concentración o presión es ΔGrxn (sin el 
superíndice cero). Las dos magnitudes se relacionan mediante la ecuación: 
ΔGrxn = ΔG
0
rxn x RT ln Q (R es la constante universal de los gases, T la temp absoluta y Q el cociente de rxn).
Relación entre ΔG y Constante de Equilibrio
Cambio en la temperatura
H Temperatura Kc Desplazamiento
Endotérmica Aumenta Aumenta Derecha
Endotérmica Disminuye Disminuye Izquierda
Exotérmica Aumenta Disminuye Izquierda
Exotérmica Disminuye Aumenta Derecha
En una reacción endotérmica en equilibrio, se absorve calos y ΔH es positivo.
En una reacción exotérmica en equilibrio, se emite calor y ΔH es negativo
Ej. Proceso de Haber
En química, el proceso de Haber - Bosch es la reacción de nitrógeno e hidrógeno gaseosos para producir amoníaco. La importancia 
de la reacción radica en la dificultad de producir amoníaco a un nivel industrial. Aunque alrededor del 78.1% del aire que nos rodea es 
nitrógeno, es relativamente inerte por los resistentes enlaces triples que mantienen las moléculas unidas. No fue sino hasta los
primeros años del siglo XX cuando este proceso fue desarrollado para obtener nitrógeno del aire y producir amoníaco, que al oxidarse 
forma nitritos y nitratos. Éstos son esenciales en los fertilizantes
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Al inicio..
https://www.quimica.es/enciclopedia/Qu%C3%ADmica.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/Nitr%C3%B3geno_diat%C3%B3mico.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/Hidr%C3%B3geno_diat%C3%B3mico.html
https://www.quimica.es/enciclopedia/Amon%C3%ADaco.html
Con el tiempo…
Si queremos calcular el valor de K:
➔ Entonces, k= [NH3]
2 
[N2][H2]
3
Contamos con las concentraciones en equilibrio: [NH3]= 0,135
[N2]=0,756
[H2]=0,508
Entonces reemplazamos los valores en la ecuación: 
k= (0,135)2 = 
0,184
(0,756)(0,508)3
K= [C]cx[D]d 
[A]ax[B]b 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Otro ejemplo
H2(g) CO2(g) H2O(g) CO(g)
INICIO 1 1 - -
CAMBIO
EQUILIBRIO
H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g) Kc= 4,4 a 1700°C
Se introducen en un reactor de capacidad de 1Litro, 1 mol de H2 y 1 mol de CO2, determinar la 
concentración de reactivos y productos en equilibrio.
Otro ejemplo
H2(g) CO2(g) H2O(g) CO(g)
INICIO 1 1 - -
CAMBIO -x -x +x +x
EQUILIBRIO
H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g) Kc= 4,4 a 1700°C
Se introducen en un reactorde capacidad de 1Litro, 1 mol de H2 y 1 mol de CO2, determinar la 
concentración de reactivos y productos en equilibrio.
Otro ejemplo
H2(g) CO2(g) H2O(g) CO(g)
INICIO 1 1 - -
CAMBIO -x -x +x +x
EQUILIBRIO 1-x 1-x x X
H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g) Kc= 4,4 a 1700°C
Se introducen en un reactor de capacidad de 1Litro, 1 mol de H2 y 1 mol de CO2, determinar la 
concentración de reactivos y productos en equilibrio.
Ahora vamos a reemplazar la fórmula de Kc, ya que tenemos su valor
Kc= [CO][H2O]= 4,4
[H2][CO2]
En equilibrio: [CO]= x
[H2O]= x
[H2]= 1-x
[CO2]= 1-x
● Debemos despejar la ecuación, reemplazando con los datos que tenemos:
1) [x][x] = 4,4
[1-x][1-x]
2) x2 = 4,4
1-x-x+x2
3) x2 = 4,4x(1-2x+x2) → x2 = 4,4 -8,8x+ 4,4x2 
4) 0 = 4,4 -8,8x+ 4,4x2 - x2 
5) Se aplica ecuación de segundo grado : x= -b +/- raíz cuadrada de b2-4ac/2a
6) x= -(-8,8X) +/- raíz de (-8,8)2-4x3,4x4,4= 8,8 + 4,195 y 8,8 - 4,195
2x3,4 6,8 6,8
7) X1= 1,91 y X2= 0,677
H2(g) CO2(g) H2O(g) CO(g)
INICIO 1 1 - -
CAMBIO -0,677 -0,677 +0,677 +0,677
EQUILIBRIO 0,323 0,323 0,677 0,677
H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g) Kc= 4,4 a 1700°C
Se introducen en un reactor de capacidad de 1Litro, 1 mol de H2 y 1 mol de CO2, determinar la 
concentración de reactivos y productos en equilibrio.
	Diapositiva 1: Reacciones químicas
	Diapositiva 2
	Diapositiva 3: Equilibrio Químico
	Diapositiva 4: Equilibrio Químico
	Diapositiva 5
	Diapositiva 6
	Diapositiva 7: Tipos de reacciones químicas
	Diapositiva 8: Tipos de reacciones químicas
	Diapositiva 9: Tipos de reacciones químicas
	Diapositiva 10: Velocidad de reacción
	Diapositiva 11: Constante de Equilibrio
	Diapositiva 12: Constante de disociación
	Diapositiva 13
	Diapositiva 14: Alteración de un sistema en equilibrio
	Diapositiva 15: Perturbación del Equilibrio: El Principio de Le Châtelier 
	Diapositiva 16: Cambio en la concentración
	Diapositiva 17: Cambios en la presión o volumen
	Diapositiva 18: Relación entre ΔG y Constante de Equilibrio
	Diapositiva 19: Relación entre ΔG y Constante de Equilibrio
	Diapositiva 20
	Diapositiva 21: Cambio en la temperatura
	Diapositiva 22: Ej. Proceso de Haber
	Diapositiva 23: Con el tiempo…
	Diapositiva 24: Si queremos calcular el valor de K:
	Diapositiva 25: Otro ejemplo
	Diapositiva 26: Otro ejemplo
	Diapositiva 27: Otro ejemplo
	Diapositiva 28
	Diapositiva 29
	Diapositiva 30