Guía n4 Química IV Medio

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COLEGIO SAN JOSÉ PUERTO MONTT 
UNIDAD TÉCNICO PEDAGÓGICA 
GUÍA DE APRENDIZAJE Nº4 
 
ASIGNATURA: 
 
Química 
DOCENTE: 
 
Daniel Altamirano 
NIVEL: 
 
IV° Medio 
 
UNIDAD TEMA 
Unidad 0. Equilibrio Químico 
 
Ley de acción de masas 
 
ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE: 
Determinar la expresión de equilibrio (ley acción de masas) para diversas reacciones 
químicas según el estado de la materia que presenten. 
 
 
INSTRUCCIONES: 
Lee atentamente la siguiente guía, analice los ejercicios resueltos y luego realice los 
ejercicios problema, al final se encuentran los resultados para que compruebe sus 
resultados. 
 
 
 
EQUILIBRIO QUÍMICO 
 
Pocas reacciones químicas se dan en una sola dirección. La mayoría son 
reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la 
reacción lleva a la formación de productos. tan pronto como se forman algunas 
moléculas de producto, comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan 
y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las 
rapideces de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las 
concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes. 
 
Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias 
como reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases (estados de la materia) 
de la misma sustancia se denomina equilibrio físico porque los cambios que 
suceden son procesos físicos. La evaporación de agua en un recipiente cerrado a 
una temperatura determinada es un ejemplo de equilibrio físico. En este caso, el 
número de moléculas de H2O que dejan la fase líquida y las que vuelven a ella es 
el mismo: 
 
H2O(l) ↔ H2O(g) 
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LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO 
 
En el año 1867, los científicos Cato Guldberg y Peter Waage lograron 
interpretar algunas reacciones químicas elementales, estableciendo que el 
equilibrio químico es el estado que el sistema alcanza cuando las velocidades de 
reacción directa e inversa son iguales 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Este fenómeno puede ser generalizado con la siguiente reacción al 
equilibrio: 
 
aA + bB ↔ c C + d D 
 
donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, 
C y D. Para la reacción a una temperatura dada: 
 
 
 
 
Esta expresión matemática deducida por Guldberg y Waage se le denomina 
“ley de acción de las masas”. Esta ley establece que: “para una reacción 
reversible y en equilibrio, el producto de las concentraciones molares de los 
productos dividida por el producto de las concentraciones molares de los 
reactantes, elevadas todas las concentraciones a un exponente igual a su 
coeficiente estequiométrico, tiene un valor constante, KC, a una temperatura 
determinada”; y si ésta cambia, también cambia el valor de la constante de 
equilibrio. 
 
 
 
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EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS 
 
Un equilibrio homogéneo, ocurre cuando todos los componentes del 
sistema poseen la cualidad de mutar. La expresión de la constante de equilibrio 
está en función de todos los componentes del sistema que presenten esta 
cualidad. En palabras simples, todos los participantes del equilibrio se 
encuentran en el mismo medio y están considerados en la expresión de Kc 
 
 
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS 
 
Un equilibrio heterogéneo, ocurre cuando solo algunos de los componentes 
del sistema pueden mutar (por factores externos como temperatura, presión y 
cambios de concentración). En este caso, la expresión de la constante de 
equilibrio solo considera a aquellos susceptibles a los cambios, pero no al resto. 
Por ejemplo, para las reacciones: 
 
(1) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) 
 
K= [CO2(g)] [CaO(s)] 
 [CaCO3(s)] 
 
 K= [CO2(g)] 
 
 
(2) H2O(l) ↔ H+(ac) + OH-(ac) 
 
 
K= [H+(ac)] [OH-(ac)] 
 [H2O(l)] 
 
K= [H+(ac)] [OH-(ac)] 
 
 
 
 
Como principio general, “las sustancias químicas que se encuentran en 
los estados físicos sólidos (s) y líquidos (l), no tienen la cualidad de cambiar 
por efectos de agentes externos”. 
 
 
 
 
 
Note que CaCO3(s) y CaO(s) 
están en estado sólido por lo 
tanto se convierten en 1 (no 
se consideran) 
Note que H2O(l) se encuentra 
en fase líquida por lo tanto se 
convierte en 1 (no se 
consideran) 
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Ejercicios. 
 
 
Analiza cada una de las siguientes reacciones y determina la ley de acción 
de masas para cada una de ellas: 
 
1. SO3(g) ↔ SO2(g) + ½ O2(g) 
2. H2(g) + S(s) ↔ H2S(g) 
3. CO(g) + Cl2(g) ↔ Cl2CO(g) 
4. CO(g) + H2O(l) ↔ CO2(g) + H2(g) 
5. H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) 
6. PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) 
7. Mg (OH)2(s) + H2O(l) ↔ Mg+2(ac) + 2OH-(ac) 
8. H3PO4(ac) + H2O(l) ↔3H+ (ac) + PO4-3(ac) 
9. 2CrO4-2(ac) + 2H+(ac) ↔ Cr2O7-2(ac) + H2O(l) 
10. CH4(g) + 2O2(g) ↔ CO2(g) + 2 H2O(l) 
 
 
 
Respuestas: 
 
1. K= [SO2 (g) ] [O2(g)]1/2 
 [SO3(g)] 
 
2. K= [H2S(g) ] 
 [H2(g)] 
 
3. K= [Cl2CO(g)] 
 [CO(g)] [Cl2(g)] 
 
4. K= [CO2(g) ] [H2(g)] 
 [CO(g)] 
 
5. K= [HI(g)]2 
 [H2(g)] [l2(g)] 
 
 
 
 
6. K= [Cl2(g) ] [PCl3(g)] 
 [PCl5(g)] 
 
7. K= [Mg+2(ac)] [OH-(ac)]2 
 
8. K= [H+(ac)]3 [PO4-3(ac)] 
 [H3PO4(ac)] 
 
9. K= [Cr2O7-2(ac)] 
 [CrO4-2(ac)]2 [H+(ac)] 2 
 
10. K= [CO2(g)] 
 [CH4(g)] [O2(g)]2