clase 05 equilibrio

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EQUILIBRIO QUIMICO
Concepto de equilibrio
El equilibrio químico se alcanza cuando una reacción y su reacción 
inversa proceden a la misma velocidad
Concepto de equilibrio
Al inicio la reacción 
directa presenta una 
velocidad mayor, y a 
medida que el tiempo 
avanza, va disminuyendo.
Al mismo tiempo, la 
velocidad de la reacción 
indirecta va subiendo.
En el equilibrio, las 
reacciones directa e 
inversa están procediendo 
a la misma velocidad.
Estado de equilibrio
Una vez que se alcanzó el 
equilibrio, la 
concentración de cada 
reactivo y de cada 
producto permanece 
constante (a temperatura 
constante)
Dado que en un sistema en 
equilibrio las reacciones 
directa e inversa están 
sucediendo a la misma 
velocidad, se escribe su 
ecuación con una flecha 
doble.
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
equilibrio
equilibrio
equilibrio
tiempo tiempo tiempo
C
on
ce
nt
ra
ci
ón
C
on
ce
nt
ra
ci
ón
C
on
ce
nt
ra
ci
ón
a
b c
a) Inicialmente sólo hay NO2
b) Inicialmente sólo hay N2O4
c) Inicialmente hay una mezcla de ambos reactivos
Otro ejemplo
(T constante)N2O4 (g) 2 NO2 (g)
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
La constante de equilibrio
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
La constante de equilibrio
• Reacción directa:
N2O4 (g) → 2 NO2 (g)
• Ley de velocidad:
Velocidad = kf [N2O4]
• Reacción inversa:
2 NO2 (g) → N2O4 (g)
• Ley de velocidad:
Velocidad = kr [NO2]2
Por lo tanto, en el equilibrio:
Velocidadf = Velocidadr
kf [N2O4] = kr [NO2]2
Keq =
kf
kr
[NO2]2
[N2O4]
=La relación de las constantes de velocidad 
es una constante a esa temperatura, y la 
expresión se vuelve:
La constante de equilibrio
Considerando la reacción generalizada:
La expresión de equilibrio para esta reacción sería:
Kc = [C]
c[D]d
[A]a[B]b
aA + bB cC + dD
Las concentraciones son molares.
Cada reacción presenta su propia constante de equilibrio y su magnitud 
nos da un indicio del grado de conversión de reactivos a productos en el 
equilibrio
Constantes de equilibrio Kp y Kc
Dado que la presión es proporcional a la concentración en los gases en 
un sistema cerrado, la expresión de la constante de equilibrio también 
puede escribirse así:
Kp = PC
c PDd
PAa PBb
A partir de la ley de los gases ideales sabemos que:
Reorganizándola, obtenemos:
PV = nRT
P = RTn
V
Conectando esto en la expresión para Kp para cada sustancia, la 
relación entre Kc y Kp se vuelve
Kp = Kc (RT)∆n
∆n = (moles del producto gaseoso) – (moles del reactivo gaseoso)
Como puede verse, la relación de [NO2]2 a [N2O4] permanece constante a esta 
temperatura sin importar cuáles sean las concentraciones iniciales de NO2 y N2O4.
El equilibrio puede alcanzarse 
partiendo de cualquier dirección
El equilibrio puede alcanzarse 
partiendo de cualquier dirección
Es la información de los dos 
últimos experimentos de la tabla 
en la diapositiva previa.
El equilibrio puede alcanzarse 
partiendo de cualquier dirección
Reacción de síntesis de amoniaco
Sin importar si se comienza con N2 y H2 o si se comienza con NH3, 
se alcanzara un estado de equilibrio (no necesariamente las 
mismas concentraciones).
• Si K>>1, la reacción favorece a los 
productos; los productos 
predominan en el equilibrio.
• Si K<<1, la reacción favorece a los 
reactivos; los reactivos predominan 
en el equilibrio.
Magnitud de K
La constante de equilibrio de una reacción inversa, es el recíproco de la 
constante de equilibrio de la reacción directa.
Kc = = 0.212 a 100 °C[NO2]
2
[N2O4]
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Kc = = 4.72 a 100 °C
[N2O4]
[NO2]2
N2O4 (g)2 NO2 (g)
Trabajando con constantes
Kc = = 0.212 a 100 °C[NO2]
2
[N2O4]
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Trabajando con constantes
La constante de equilibrio de una reacción que ha sido multiplicada por un número 
es la constante de equilibrio elevada a una potencia que es igual a la de ese número.
Kc = = (0.212)2 a 100 °C[NO2]
4
[N2O4]2
2 N2O4 (g) 4 NO2 (g)
Trabajando con constantes
La constante de equilibrio para una reacción neta realizada en dos o 
más etapas es el producto de las constantes de equilibrio para las 
etapas individuales.
A → C K1=(C)/(A)
C → B K2=(B)/(C)
La suma de ambas ecuaciones da:
A → B K3=K1.K2=(B)/(A)
Equilibrios heterogéneos
La concentración de los líquidos y de los sólidos puros no se incluye en la 
constante de equilibrio
Las concentraciones de sólidos y líquidos son esencialmente constantes
Por lo tanto, las concentraciones de sólidos y líquidos no aparecen en la expresión 
de la constante de equilibrio.
Kc = [Pb2+] [Cl-]2
PbCl2 (s) Pb2+ (ac) + 2 Cl-(ac)
Equilibrios heterogéneos
Mientras que algo de CaCO3 o CaO permanezca en el sistema, la cantidad de 
CO2 sobre el sólido permanecerá constante.
CaCO3 (s) CO2 (g) + CaO(s)
Otro ejemplo de reacción heterogénea es:
Ejemplo de cálculos de equilibrio
A un sistema cerrado que contiene inicialmente 1,000 × 10-3 M de H2 y 2,000 × 10-3 M de I2 a 
448 °C se le permite alcanzar el equilibrio. El análisis de la mezcla en equilibrio muestra que 
la concentración de HI es 1,87 × 10-3 M. Calcule Kc a 448 °C para la reacción que tiene lugar, 
la cual es:
H2 (g) + I2 (s) 2 HI (g)
[H2], M [I2], M [HI], M
Inicialmente 1,000 × 10-3 2,000 × 10-3 0
Variación -X -X +2X
En equilibrio 1,87 × 10-3
Sabemos que:
Ejemplo de cálculos de equilibrio
A un sistema cerrado que contiene inicialmente 1,000 × 10-3 M de H2 y 2,000 × 10-3 M de I2 a 
448 °C se le permite alcanzar el equilibrio. El análisis de la mezcla en equilibrio muestra que 
la concentración de HI es 1,87 × 10-3 M. Calcule Kc a 448 °C para la reacción que tiene lugar, 
la cual es:
H2 (g) + I2 (s) 2 HI (g)
[H2], M [I2], M [HI], M
Inicialmente 1,000 × 10-3 2,000 × 10-3 0
Variación -X -X 2X=1,87 ×10-3
En equilibrio 1,87 × 10-3
Como [HI] aumenta de 0 a 1.87 × 10-3 M
Ejemplo de cálculos de equilibrio
A un sistema cerrado que contiene inicialmente 1,000 × 10-3 M de H2 y 2,000 × 10-3 M de I2 a 
448 °C se le permite alcanzar el equilibrio. El análisis de la mezcla en equilibrio muestra que 
la concentración de HI es 1,87 × 10-3 M. Calcule Kc a 448 °C para la reacción que tiene lugar, 
la cual es:
H2 (g) + I2 (s) 2 HI (g)
[H2], M [I2], M [HI], M
Inicialmente 1,000 × 10-3 2,000 × 10-3 0
Variación -9,35 × 10-4 -9,35 × 10-4 1,87 ×10-3
En equilibrio 1.87 × 10-3
Por lo que X=1,87 × 10-3 /2 = 9,35 x 10-4
Ejemplo de cálculos de equilibrio
H2 (g) + I2 (s) 2 HI (g)
[H2], M [I2], M [HI], M
Inicialmente 1,000 × 10-3 2,000 × 10-3 0
Variación -9,35 × 10-4 -9,35 × 10-4 1,87 ×10-3
En equilibrio 6,5 × 10-5 1,065 × 10-3 1.87 × 10-3
Kc =
[HI]2
[H2] [I2]
= 51=
(1.87 x 10-3)2
(6.5 x 10-5)(1.065 x 10-3)
Ejemplo 2 : Se introducen 1 mol de I2 y 1 mol de H2 en un recipiente de 1 Litro a 
490oC. La constante de equilibrio para la formación de HI vale 45,9 a esa temperatura. 
Calcular las concentraciones luego de alcanzado el equilibrio.
H2(g) + I2(g) ⇔ 2HI(g)
Estado inicial Estado final
[H2] = 1,000 mol/L [H2] = (1,000-x) mol/L
[I2] = 1,000 mol/L [I2] = (1,000-x) mol/L
[HI] = 0 [HI] = 2x mol/L
Repitiendo el razonamiento anterior
resolviendo la ecuación tomando la raíz nos da x = 0,772
En el equilibrio:
[H2] = (1,000-x) mol/L = 0,228 mol/L 
[I2] = (1,000-x) mol/L = 0,228 mol/L
[HI] = 2x mol/L = 1,544 mol/L
K > Q
K = Q
K < Q
Q es el cociente de concentraciones (con los exponentes adecuados) para cualquier 
estado del sistema corresponda o no a una situación de equilibrio. 
a A + b B  c C + d D ⇒
b[B]a[A]
d[D]c[C]Q =
Cociente de reacción Q
Principio de Le Chatelier
Si un sistema que ha alcanzado el equilibrio químico es perturbado 
(cambio de concentración, T, P, V), reacciona oponiéndose a dicha 
perturbación, de modo de volver a una condición de equilibrio
Reactivos
agregados
Productos
agregados
Se forman
productos
Se forman
reactivos
Factores que pueden alterar el estado de equilibrio:
Cambio en concentraciones (o presión parcial) de reactivos y productos
Cambio en el volumen y/o presión; 
Variación de la temperaturaPrincipio de Le Chatelier
Ejemplo: formación de amoniaco
Cambios en la concentración
En este caso se añade 
hidrógeno.
Inicialmente su concentración o 
presión aumenta.
Según el principio mencionado, 
el sistema evolucionaría a un 
nuevo estado de equilibrio 
oponiéndose a este cambio, o 
sea disminuyendo la 
concentración de hidrogeno , 
con lo cual amoniaco aumenta y 
nitrógeno debe bajar
Efecto de la temperatura, con otra reacción:
Co(H2O)62+(aq) + 4 Cl-(aq) CoCl4-2 (aq) + 6 H2O (l)
Al disolver una sal de cobalto 
en agua, se forma el ion 
complejo de color rosa. Pero en 
presencia de cloruros el 
equilibrio se desplaza hacia la 
formación del complejo azul
La reacción directa es 
exotérmica, por lo que al llevar 
a ebullición en baño maría 
(imagen a la derecha) la 
reacción indirecta 
(endotérmica) toma esa energía 
que se entrega y el equilibrio se 
desplaza hacia la formación del 
acuocomplejo
Presencia de un catalizador
Cuando se utiliza un catalizador 
se alcanza más rápido el 
equilibrio, pero la composición 
del equilibrio sigue siendo la 
misma.














=
V
n
V
n
Kc
ON
ON
42
2
2
Vn
n
x
ON
NO 1
42
2
2
n
n
ON
NO
42
2
2
= 
Si V aumenta aumenta para que se mantenga Kc
N2O4(g) 2 NO2(g)
Principio de Le Chatelier
Cambios de volumen En caso que el volumen aumente, las 
partículas se encontraran mas separadas. 
El sistema evoluciona a un nuevo estado de 
equilibrio tratando de llenar ese volumen, 
eso es, evolucionando hacia el lado que haya 
mas moles gaseosos
(en este caso, hacia la formación de mas 
NO2) 
Otra forma de verlo, mas numérica:
•Aumenta NO2
•Disminuye N2O4
Vn
n
x
ON
NO 1
42
2
2 p
n
n
x
ON
NO
42
2
2
n
n
ON
NO
42
2
2
Kp = Kc x (RT) = x RT = 
Al aumentar P, disminuye Disminuye la cantidad de NO2
Aumenta la cantidad de N2O4
)n(n
1
422 ONNO +
Principio de Le Chatelier
N2O4(g) 2 NO2(g)
¿Qué pasa con un aumento de presión? 
Aumenta la frecuencia entre las colisiones de las partículas, por lo que el sistema 
evoluciona a un nuevo estado de equilibrio desplazándose hacia donde hay menos moles.
De tal forma la frecuencia de colisiones disminuye.
En este caso hacia la formación de N2O4
Simbólicamente: 
∆Gr = ∆Gr0 + RT ln Q 
∆Gr0 = - RT ln K 
en el equilibrio : ∆Gr = 0 y Q=K
∆Gr = RT ln (Q/K) 
Q < K: ∆Gr < 0 R→P 
Q > K: ∆Gr > 0 P→R
Relación entre DG y K
O también:
Permite 
calcular K 
desde ∆Gº
¿Cómo varía K con la temperatura?
Tenemos K1 a T1 y K2 a T2
ln K1 = ln K2 = 
Ecuación de van´t Hoff
1
0
1
RT
G∆
−
2
0
2
RT
G∆−





 ∆
−
∆
−=
1
0
1
2
0
2
1
2ln
RT
G
RT
G
K
K 000 S
T
H
T
G
∆−
∆
=
∆






−
∆
=
21
0
1
2 11ln
TTR
H
K
K
Reacciones endotérmicas, ∆H > 0:
Al aumentar la Temperatura aumenta el valor de K 
(K2 > K1) si T2 > T1
Reacciones exotérmicas, ∆H < 0:
Al aumentar la Temperatura disminuye el valor de K 
(K2 < K1) si T2 > T1






−
∆
=
21
0
1
2 11ln
TTR
H
K
K
¿Cómo varía K con la temperatura?
	EQUILIBRIO QUIMICO
	Concepto de equilibrio
	Concepto de equilibrio
	Estado de equilibrio
	Número de diapositiva 5
	Número de diapositiva 6
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	Número de diapositiva 11
	Número de diapositiva 12
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	Equilibrios heterogéneos
	Equilibrios heterogéneos
	Número de diapositiva 19
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	Ejemplo de cálculos de equilibrio
	Ejemplo de cálculos de equilibrio
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	Número de diapositiva 24
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	Principio de Le Chatelier
	Principio de Le Chatelier
	Cambios en la concentración
	Efecto de la temperatura, con otra reacción:
	Presencia de un catalizador
	Número de diapositiva 32
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	Número de diapositiva 36