5-FUNDAMENTOD EQUILIBRIO QUÍMICO - Yeira Belen Chilan Laz

Vista previa del material en texto

Asignatura: Química Analítica
Profa. Dra. María del Rosario Brunetto de Gallignani
Unidad II FUNDAMENTOS DE EQUILIBRIO 
APLICADO A LA QUÍMICA ANALÍTICA
Instituto de Ciencias Básicas-
Departamento de Química
Asignatura: Química Analítica
Prof. Dra. María del Rosario Brunetto de Gallignani
INTRODUCCIÓN A LA 
CINÉTICA QUÍMICA
¿Qué es la Cinética Química? 
El estudio de la velocidad a la cuál tienen lugar 
las reacciones químicas
Velocidad de Reacción
Medida de la variación con el tiempo de 
las cantidades de reactivo y de producto
Velocidad de reacción: 
H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)
←
Velocidad de reacción es la medida de 
la concentración de uno de los reactivos 
o productos a lo largo del tiempo
►Se mide la cantidad de reactivo que 
desaparece por unidad de tiempo
► Se mide la cantidad de producto que 
aparece por unidad de tiempo
La velocidad de reacción se mide en 
unidades de concentración/tiempo, 
esto es, en moles/s
Velocidad de Reacción
¿Cómo se expresa la velocidad de reacción?
La ley fue enunciada en 1864 por dos científicos noruegos Cato Maximilian
Guldberg y Peter Waage
Velocidad de Reacción
aA + bB ↔ cC + dD
vr= -1 Δ[A] = -1 Δ[B] = 1 Δ[C] = 1 Δ[D]
a Δ t b Δ t c Δ t d Δ t
La ley de la velocidad 
Corresponde a la velocidad de aparición del producto que es igual a la 
velocidad de desaparición del reactivo. 
La ley de la velocidad se puede escribir de la siguiente forma: 
v= k [A]x[B]y
La ley de masas o ley de acción de masas
Orden de reacción
2 A + B ↔ E 
El orden de reacción está definido como la suma de los exponentes 
de las concentraciones en la ley de la velocidad de la reacción
v= k [A]2 [B]
a A + b B → c C + d D
Ley de velocidad: v= k [A]m[B]n
m, n = órdenes de reacción 
parciales
m + n = orden de reacción total
k = constante de velocidad
k: es función de la temperatura, de la propia 
reacción y –si lo hay- del catalizador 
Velocidad de Reacción
La teoría de colisiones, propuesta hacia 
1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946)
► Un cambio químico ocurre si las moléculas de las sustancias 
iniciales entran en contacto mediante una colisión o choque
► El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y 
debe cumplir estos dos requisitos
Que el choque genere la suficiente energía cinética suficiente para romper
los enlaces entre los átomos
Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva
molécula
8
► El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y 
debe cumplir estos dos requisitos
Que el choque genere la suficiente energía cinética suficiente para romper
los enlaces entre los átomos
Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva
molécula
H2 (g) + Cl2 (g) ↔ 2 HCl (g)
ClH
H Cl
H----Cl
H----Cl
Energía de activación
9
TEORÍA DEL ESTADO 
DE TRANSICIÓN
UNA REACCIÓN EXOTÉRMICA
H A B
Complejo activado.
A B Estado de transición
Estructura transitoria intermedia
Ea Energía de Activación
A B
+
A B A B
Reactivos
Hr < 0 A B
Productos
Evolución de la reacción
10
El perfil de energía es una gráfica que presenta los cambios 
en energía potencial durante el curso de una reacción.
¿De qué depende que una reacción sea rápida o lenta?
12
a A + b B ══ c C + d D
vd
vi
vd= kd [A]
a [B]b
vi= ki [C]
c [D]d
EQUILIBRIO = Reversibilidad vd = vi
kd [A]
a [B]b = ki [C]
c [D]d
kd = [C]
c [D]d
ki [A]
a [B]b
Kc = Constante de Equilibrio
a A + b B → c C + d D
vd
c C + d D → a A + b B
vi
EQUILIBRIO QUÍMICO 
EN FASE GASEOSA
ÍNDICE
Equilibrio químico homogéneo y heterogéneo
Concentraciones en equilibrio
Constante de equilibrio Kc
Constantes de equilibrio Kp y Kc
Efecto de la presión 
Factores que influyen en el equilibrio: Principio de Le Châtelier
Efecto de la concentración 
Cociente de reacción
Efecto de la temperatura 
Concepto de equilibrio químico
Ley de acción de masas
Magnitud de las constantes de equilibrio
Modificaciones del equilibrio
Capítulo 14 página 614
CHANG RAYMOND, y otros, Química, Ed. Mc Graw-Hill, 
7 ma. edición, México 2003
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm#Concepto_equilibrio
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm#Ley_accion_masas
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm#Magnitud_constantes
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm#Modificaciones_equlibrio
¿Qué es un equilibrio químico?
Equilibrio de moléculas
C
o
n
ce
n
tr
a
ci
o
n
es
(m
o
l/
l)
Tiempo (s)
[HI]
[I2]
[H2]
En un proceso químico, el equilibrio 
químico es el estado en el que las 
concentraciones de los reactivos y 
los productos no tienen ningún 
cambio neto en el tiempo
Es el estado que se produce cuando una
reacción reversible evoluciona hacia
adelante en la misma proporción que su
reacción inversa.
REACCIÓN REVERSIBLE 
H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)
←
EQUILIBRIO DINÁMICO EN SISTEMAS QUÍMICOS
Las reacciones químicas pueden clasificarse en:
Irreversibles:
Transcurren hasta que algunos de los reactivos se 
consume totalmente; se representan mediante una 
ecuación con una flecha (→)
AgNO3 (aq) + HCl (aq) → AgCl (s) + HNO3 (aq)
Reversibles:
La reacción transcurre sin que ninguno de los reactivos se 
consuma totalmente, produciendo un equilibrio entre 
reactivos y productos. Las ecuaciones se representan por 
una doble flecha (↔)H2 + I2 ↔ 2 HI
Se trata de un equilibrio dinámico, pues las reacciones directa e 
inversa continúan produciéndose incluso después de alcanzarse 
el equilibrio; las concentraciones se mantienen constantes, pues 
las velocidades de la reacción directa e inversa coinciden
C
o
n
ce
n
tr
a
ci
o
n
es
(m
o
l/
l)
Tiempo (s)
[HI]
[I2]
[H2]
H2 (g)+ I2 (g)↔ 2 HI (g)
EQUILIBRIO DINÁMICO EN SISTEMAS QUÍMICOS
Kc = [HI]2
[H2] [I2]
Kc = Constante de Equilibrio
298 K Kc= 794 
500 K Kc= 160
1100 K Kc= 25
aA + bB cC + dD
CONSTANTE DE EQUILIBRIO LEY DE ACCION DE LAS MASAS 
En toda reacción química, a una determinada temperatura, el producto de 
las concentraciones molares de los productos , dividido por el producto de 
las concentraciones molares de los reactantes, elevadas cada una de ellas 
a sus respectivos coeficientes estequiométricos, tiene un valor constante”
   
   







eq
ba
dc
c
BA
DC
K
• El valor de Kc es independiente de las concentraciones iniciales de 
los reactivos, y depende exclusivamente de la temperatura
¿Qué informa la constante de equilibrio?
La magnitud de la constante de equilibrio puede informar si en una reacción en 
equilibrio está favorecida la formación de los productos o de los reactantes
Muy grande: en el equilibrio la [productos] son mayores que la [reactivos]
Muy pequeña: en el equilibrio la [reactivos] son mayores que la [productos]
Intermedia: en el equilibrio hay proporciones significativas de reactivos y 
productos
Si Kc es baja (Kc< 1), en el equilibrio la reacción está desplazada hacia la 
izquierda (←), formación de reactivos
Si Kc es alta (Kc >10), en el equilibrio la reacción está desplazada hacia la 
derecha (→), formación de productos
Significado del valor numérico de K
   
   







eq
ba
dc
c
BA
DC
K
tiempo
KC ≈ 10
0
c
o
n
c
e
n
tr
a
c
ió
n
tiempo
KC > 10
5
c
o
n
c
e
n
tr
a
c
ió
n
KC < 10
-2
c
o
n
c
e
n
tr
a
c
ió
n
tiempo
Significado del valor de Kc
Reactivos
Productos
Productos
Productos
Reactivos
Reactivos
Equilibrios homogéneos y heterogéneos
Los equilibrios en los cuales todos los componentes se encuentran 
en la misma fase se consideran EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS
Los equilibrios en los cuales los componentes se encuentran en 
diferentes fases se consideran EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
H2 (g)+ I2 (g)↔ 2 HI (g)
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)
Kp= Kc (RT) Δn
Kc= Kp (RT) -Δn
P x V= nRTEcuaciónGeneral del 
Estado Gaseoso 
n/V=P/RT
C=P/RT
¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas. 
Las especies en estado sólido o líquido tienen 
concentración constante y por tanto, se integran en la 
constante de equilibrio.
Ejercicio 1: Escribir las expresiones de KC para 
los siguientes equilibrios químicos: 
a) N2O4(g) ↔ 2 NO2(g);
b) 2 NO(g) + Cl2(g) ↔2 NOCl(g);
c) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g); 
d) 2 NaHCO3(s) ↔ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).
• a)
• b)
• c)
• d)

2
2
2 4
[ ]
[ ]
c
NO
K
N O


2
2
2
[ ]
[ ] [ ]
c
NOCl
K
NO Cl
 2[ ]cK CO
 2 2[ ] [ ]cK CO H O
Actividad de 
Refuerzo
Ejercicio 2: En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles 
de N2(g) y 12 moles de H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si 
establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar 
las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc.
a) Equilibrio: N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
Moles inic.: 4 12 0
Tiempo tx x 3x 2x
Moles equil. 4 – X 12 – 3X 2X
Moles equil. 4 – 0,46 12 – 1,38 0,92
b) 3,54 10,62 0,92
conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092 
(0,092)2
(1,062)3 x 0,354
———————Kc = 
NH3
2
H2
3 · N2
————Kc =
= 1,996 x 10–2Kc = 1
2x= 0,92 → x= 0,46% 10
Ejercicio 3: En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, 
estableciéndose el equilibrio: PCl5(g) ↔ PCl3 (g) + Cl2(g). 
Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, 
determinar los moles de productos y reactivos en el equilibrio.
Equilibrio: PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 3g/208,5 g/mol 0 0
Moles equil. 0,0144 – x x x
Tiempo t reaccionan x x x
3 2
5
[ ] [ ] 0,25 0,25
0,48
0,0144 [ ]
0,25
C
x x
PCl Cl
K
xPCl

  

x
Concentración= moles
V(L)
0,0130x 
Moles equil. 0,0014 0,013 0,013
PCl5(g) ↔ PCl3 (g) + Cl2(g)
MM PCl5 = 208,5 g/mol
Conc equil. 0,0144 – x x x
0,25 L 0,25 L 0,25L
Cl2
[PCl5]
————Kc =
[PCl3]
3.- En un recipiente de 3 L se introducen 8,4 g de monóxido de carbono y 5,4 g de
agua. La mezcla se calienta a 600 K, estableciéndose el equilibrio
CO (g) + H2O(g) ⇆ CO2 (g) + H2 (g), cuya Kc vale 23,2.
Calcula para el equilibrio a 600 K: la concentración de todas las especies en el
equilibrio.
CO (g) + H2O(g) ⇆ CO2 (g) + H2 (g)
CO2 H2
Kc = ——————
CO [H2O] 
MM CO= 28 g/mol
MM H2O= 18 g/mol
Moles inic.: 8,4g/28g/mol 5,4g/18g/mol 0 0 
Moles equil. 0,3 - x 0,3 - x x x
conc. eq(mol/l)(0,3 – x)/3 (0,3 – x)/3 x/3 x/3 
Tiempo t x x x x
reaccionan
2
CO2 H2
Kc = ——————
CO [H2O] 
conc. eq(mol/l)(0,3 – x)/3 (0,3 – x)/3 x/3 x/3 
23,2
23,2= (x/3)2
[(0,3-x)/3]2
Ѵ23,2 = x
0,3-x
x= 0,25
CO (g) + H2O(g) ⇆ CO2 (g) + H2 (g)
[H2]= 0,083 mol/L
[CO]= 0,017 mol/L
[H2O]= 0,017 mol/L
[CO2]= 0,083 mol/L
4,81= x
0,3-x
4,81 (0,3-x )= x
1,44 - 4,81x = x
5,81x = 1,44
x = 1,44
5,81
x/3 x/3
Kc = ——————
(0,3-x)/3[(0,3-x/3]) 
Ejercicio 4: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) 
y 1 mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: 
PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042; 
¿Cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el 
equilibrio? 
PCl3 · Cl2
Kc = ——————
PCl5
a) Equilibrio: PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 2 1 0
Moles equil. 2– x 1 + x x
conc. eq(mol/l) (2– x)/5 (1 + x)/5 x/5
(1+x)/5 ·x/5 
(2– x)/5 
—————— = 0,042Kc = 
Tiempo t x x x
reaccionan
x = 0,28 moles
Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042; 
a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en 
el equilibrio? b) ¿cuál es el grado de disociación?
PCl5 = (2– x)/5 = (2– 0,28)/5 = 0,342 mol/L
PCl3 = (1 + x)/5 = (1+ 0,28)/5 = 0,256 mol/L
Cl2 = x/5= 0,28 /5 = 0,056 mol/L 
x = 0,28 moles
En un recipiente cerrado de 400 mL, en el que se ha hecho el vacío, se 
introducen 2,032 g de yodo y 1,280 g de bromo. Se eleva la temperatura a 150 ºC
y se alcanza el equilibrio: Br2(g) + I2(g) ↔ 2 BrI(g)
Calcula las concentraciones molares en el equilibrio. Datos: KC (150 ºC) = 280
a) Equilibrio: Br2(g) + I2(g) ↔ 2 BrI(g) 
b) n0(mol) 1,280/159,8 2,032/253,8 0
c0(mol/l) 0,0080/0,4 0,0080/0,4 0
cequil(mol/l) 0,020 – x 0,020 – x 2x
Mmolar Br2= 159,8 g/mol Mmolar I2= 253,8 g/mol
EQUILIBRIO QUÍMICO
Kc= [BrI]
2
[Br2] [I2]
[BrI]2 4x2
KC = ––––––– = ––––––––– = 280 x1 = 0,0179; x2 = 0,0227 
[Br2]·[I2] (0,020 – x)
2
[Br2] = 0,020 M – 0,0179 M = 0,0021 M 
[I2] = 0,020 M – 0,0179 M =0,0021 M 
[BrI] = 2x 0,0179 M = 0,0358 M
EQUILIBRIO QUÍMICO
X
(a + b)2 = a2 + 2 x a x b + b2
Resolución de un binomio al cuadrado 
Resolución de ecuación 
de segundo grado
En un recipiente metálico de 2,0 litros se introducen 28 g de N2 y 3,23 g 
de H2. Se cierra y se clienta a 350 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio, 
se encuentran 5,11 g de NH3. Calcular los valores de KC de la reacción 
3 H2(g) + N2(g) ↔ 2 NH3(g) a dicha temperatura.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) ↔ 2 NH3(g) 
ninic(mol) 3,23/2 = 1,63 28/28 = 1 0
Tx 3x x 2x
Nequi 1,63-3x 1-x 2x
Concequil(mol) 1,63 – 0,45 1 – 0,15 5,11/17 = 0,30
2L 2L 2L
cequil(mol/l) 0,588 0,43 0,15
5,11g/17 g/mol= 0,30= 2X
X= 0,15 moles
[NH3]= 0,30 moles/ 2 L= 0,15 M
MMNH3= 17g/mol
[NH3]
2 (0,15 M)2
KC = ––––––––– = ––––––––––––––– = 0,257 M
–2
[N2] [H2]
3 0,43 M (0,588 M)3
EQUILIBRIO QUÍMICO
Kc = 0,55 = [NH3]
2
e = [NH3]
2
e  [NH3]
2
e = 0,55 (0,2) (0,1)
3
 [NH3]
2
e = 0,55 (0,2) (0,1)
3[N2]e [H2]
3
e (0,2) (0,1)
3
a) 0,1000 M
b) 0,2000 M
c) 0,0105 M
d) 0,0200 M
EQUILIBRIO QUÍMICO
4.- La constante del siguiente equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) ↔ 2 NH3(g) a
150 ºC y 200 atm es 0,55: ¿Cuál es la concentración de amoniaco en el
equilibrio cuando las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio son
0,20 mol/L y 0,10 mol/L respectivamente.
 [NH3]
2
e = 1,1x10
-4
 [NH3]
2
e = 0,0105 M
Desplazamiento del Equilibrio Químico
Henri Louis Le Chatelier (1850 - 1936) 
En 1884 enunció el principio conocido como 
principio de Le Chatelier
Cuando se ejerce una acción perturbadora 
sobre un sistema en equilibrio, éste se 
desplaza de tal forma que trata de 
contrarrestar dicha acción
Las acciones perturbadoras pueden ser:
Desplazamiento del Equilibrio Químico
a) presión sobre el sistema (o volumen)
b) temperatura
c) concentración de los reactantes y productos
El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él
En el equilibrio gaseoso:
Disminución de Presión el equilibrio se desplaza hacia donde hay 
mayor número de moles es decir sentido reacción 2 
Aumento de Presión el equilibrio se desplaza hacia donde hay 
menor número de moles es decir sentido reacción 1 
Influencia de la Presión
PxV= nRT
Ecuación General del 
Estado Gaseoso
P= 1
V
T= constante
Ley de Boyle
(g) (g) (g)
En el equilibrio gaseoso:
PxV= nRT
Ecuación General del 
Estado Gaseoso(g)
(g) (g)
NO HAY DESPLAZAMIENTO YA QUE NO HAY VARIACIÓN 
DEL NÚMERO DE MOLES
n = n productos – n reactivos
n = 0
► Si disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza en 
el sentido exotérmico de la reacción
Influencia de la temperatura
►Aumentando la temperatura de un sistema en equilibrio, 
éste se desplaza en el sentido endotérmico de la reacción
Influencia de la temperatura
Esta reacción es exotérmica en el sentido 1 y, endotérmica en 
el sentido 2, por lo tanto:
Aumento de temperatura ⇒ desplazamiento en sentido 2
Disminución de temperatura ⇒ desplazamiento en sentido 1
(g) (g) (g)
(g) (g) (g)
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos
Desplazamiento del EquilibrioQuímico
►Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración 
algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia 
un nuevo equilibrio
►La constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si 
aumenta [ reactivos], el equilibrio se desplaza de manera de 
disminuir su concentración y de volver a igualarse a KC sería 
que [ reactivos]  (en cantidades estequiométricas) y, en 
consecuencia, que [productos] .
aumento de concentración de SO2 u O2 ⇒ desplazamiento en 
sentido 1
aumento de concentración de SO3 ⇒ desplazamiento en 
sentido 2
disminución de concentración de SO2 u O2 ⇒ desplazamiento 
en sentido 2
disminución de concentración de SO3 ⇒ desplazamiento en 
sentido 1
(g) (g) (g)
K= [SO3]
2
[SO2]
2 [O2]
  [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
Variaciones en el equilibrio
aA + bB ↔ cC + dD
   
   







eq
ba
dc
c
BA
DC
K
Q= [C]c [D]d
[A]a [B]b