Capítulo 14: Equilibrio químico Dr. Alberto Santana Universidad de Puerto Rico Recinto Universitario de Mayag¨uez Departamento de Qu´ımica QUIM 3002

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.1

Concepto de equilibrio y la constante de equilibrio Muy pocas reacciones ocurren en una sola dirección, la mayoría son k1

reversibles (hasta cierto punto). A
B k−1

equilibrio químico: ocurre cuando la velocidad de la reacción en ambas direcciones es igual. Cuando esto pasa [A] y [B] permanecen constantes. Ejs: H2 O(l)
H2 O(g) N2 O4 (g)
2NO2 (g)

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.2

La constante de equilibrio, K Para la reacción aA + bB
cC + dD a una temperatura en particular, se define una constante [C]c [D]d . K= a b [A] [B]

(1)

Ésta ecuación fue formulada en 1864 por Cato Guldberg y Peter Waage, y representa la ley de acción de masa. Ésta dice que para una reacción reversible, en equilibrio y a una T constante, la razón de concentración de productos y reactivos es una constante. La magnitud de K nos dice si el equilibrio favorece los productos o reactivos. K
1, equilibrio favorece los productos K  1, equilibrio favorece los reactivos Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.3

Escribir la expresión para la constante de equilibrio Equilibrio homogéneo: aquel donde todas las especies están en la misma fase. En términos de concentraciones, la constante K se expresa como Kc . En el caso de gases, la concentración se puede expresar en términos de la presión parcial del gas. Para el equilibrio N2 O4 (g)
2NO2 (g) 2 PNO 2 KP = . PN2 O4

Los valores de Kc y KP están relacionados por KP = Kc (RT )∆n , donde ∆n es la diferencia en el número de moles de productos en fase gaseosa y el número de moles de reactivos en fase gaseosa. Noten que KP = Kc si y solo si ∆n = 0. Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.4

Ejemplos: N2 (g) + O2 (g)
2NO(g) [NO]2 Kc = [N2 ][O2 ] CH4 (g) + Cl2 (g)
CH3 Cl(g) + HCl(g) [CH3 Cl][HCl] Kc = [CH4 ][Cl2 ] N2 (g) + 3H2 (g)
2NH3 (g) [NH3 ]2 Kc = [N2 ][H2 ]3 Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.5

Para cualquier reacción el valor de Kc : varía solo con temperatura es una constante a una temperatura dada es independiente de las concentraciones iniciales Calcular Kc . Se estudió 2NO(g) + O2 (g)
2NO2 (g) a 230◦ C. Las concentraciones en equilibrio fueron [NO]=0.0542M, [O2 ]=0.127M y [NO2 ]=15.5M. [NO2 ]2 (15.5)2 5 Kc = = = 6.44 × 10 [NO]2 [O2 ] (0.0542)2 (0.127) Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.6

Calcular KP si conozco Kc Para la reacción 2CO(g) + O2 (g)
2CO2 (g), Kc = 2.24 × 1022 a 1273◦ C, ¿Cuál es el valor de KP ? R = 0.0821, T = 273 + 1273 = 1546K, ∆n = 2 − (2 + 1) = −1. KP = Kc (RT )∆n

(2.24 × 1022 ) = 1.76 × 1020 = (0.0821)(1546)

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.7

Equilibrio heterogéneo Éste se refiere al caso donde la reacción envuelve reactivos y productos que están en fases diferentes. Ej: 2HgO(s)
2Hg(
) + O2 (g) Para la reacción anterior, Kc = [O2 ] y KP = PO2 . * Sólidos ni líquidos puros aparecen en la expresión de K para sistemas con equilibrio heterogéneo.

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.8

Equilibrio heterogéneo, ejemplos 2NH3 (g) + H2 SO4 (
)
(NH4 )2 SO4 (s) 1 1 −2 −2 Kc = = [NH ] , K = = (P ) 2 P NH 3 2 [NH2 ]2 PNH 3 S(s) + H2 SO3 (ac)
H2 S2 O3 (ac) [H2 S2 O3 ] , Kc = [H2 SO3 ]

KP no se puede definir (no hay gases).

Descomposición térmica de KClO3 (KP = 27) ∆

2KClO3 (s) → 2KCl(s) + 3O2 (g) Calcule la presión parcial de O2 .

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.9

Tenemos dos sólidos y un gas, KP = (PO2 )3 = 27. √ Ahora solo resuelvo por PO2 , PO2 = 3 27 = 3 atm. Equilibrios múltiples: si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más pasos, el K de la reacción neta esta dado por el producto de los K  s de los pasos individuales. − + [H ][HCO + −  3] H2 CO3 (ac)
H (ac) + HCO3 (ac), Kc = [H2 CO3 ] 2− + [H ][CO − + 2−  3 ] HCO3 (ac)
H (ac) + CO3 (ac), Kc = [HCO− 3] Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.10

La reacción neta es H2 CO3
2H+ + CO2− 3 y el valor de Kc = Kc Kc .

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.11

Cinética y la constante de equilibrio Supongamos que la siguiente reacción reversible ocurre mediante un kf

mecanismo de un paso: A
B. Las velocidades de reacción están kr

dadas por vf = kf [A] vr = kr [B] En condiciones de equilibrio, vf = vr , y se puede escribir kf [A] = kr [B] kf [B] = = Kc kr [A] Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.12

Cociente de reacción Cuando la reacción no ha llegado a equilibrio, se habla del cociente de reacción, Qc . Para el caso 2HF(g)
H2 (g) + F2 (g), [HF]=0.500M, [H2 ]=1.00×10−3 M y [F2 ]=4.00×10−3 M [F2 ][H2 ] (1.00 × 10−3 )(4.00 × 10−3 ) −5 Qc = = = 1.60 × 10 [HF]2 (0.500)2 pero se sabe que Kc = 1.0 × 10−13 . Al comparar Qc y Kc vemos que Qc > Kc . Esto significa que el sistema no está en equilibrio. Para llegar a equilibrio, la [HF] debe aumentar mientras que la [H2 ] y [F2 ] deben disminuir. En otras palabras, la reacción se desplazará hacia el lado de los reactivos. Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.13

En general Qc > Kc : La razón de productos a reactivos es grande. La reacción favorecerá los reactivos. Qc < Kc : La razón de productos a reactivos es pequeña. La reacción favorecerá los productos. Qc = Kc : El sistema está en equilibrio.

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.14

Cálculo de concentraciones en equilibrio La rxn. A + B
C + D tiene un Kc = 49.0 a cierta temperatura. Se colocaron 0.400 moles de A y 0.400 moles de B en un envase de 2.00 L. ¿Qué concentraciones existen cuando la rxn. llega a equilibrio? Primero hay que calcular las concentraciones iniciales. [A] = 0.400moles/2.00L = 0.200M, igualmente [B] = 0.200M. A

+

B




C

+

D

inicial (M )

0.200

0.200

0

0

cambio (M )

−x

−x

+x

+x

0.200 − x

x

x

en equil. (M ) 0.200 − x [C][D] = 49.0, Kc = [A][B]

(x)(x) x2 = 49.0 = 2 (0.200 − x)(0.200 − x) (0.200 − x) Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.15




√ x2 x = 7.00 = 49.0 → 2 (0.200 − x) 0.200 − x

x = 1.40 − 7.00x

8.00x = 1.40

1.40 x= = 0.175 8.00

Ahora que sabemos el valor de x podemos calcular las concentraciones en equilibrio. [A] = (0.200 − x)M = 0.025M ;

[C] = xM = 0.175M

[B] = (0.200 − x)M = 0.025M ;

[D] = xM = 0.175M Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.16

Factores que afectan el equilibrio químico Principio de Le Châtelier: cuando se perturba un sistema en equilibrio, éste se ajusta de forma que se reestablece el equilibrio nuevamente. Un sistema en equilibrio se afecta por: cambios en concentración cambios en presión o volumen temperatura (puede cambiar el valor de K) presencia de un catalizador (solo hace que se llegue a equilibrio más rápido)

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.17

Cambios en concentración Tenemos la rxn. N2 (g) + 3H2 (g)
2NH3 (g) Aumentar [N2 ] desplaza el equilibrio hacia los productos (→) Aumentar la [NH3 ] desplaza el equilibrio hacia los reactivos (←) Disminuir la [H2 ] desplaza el equilibrio hacia los reactivos (←) Lo mismo pasaría si se aumenta la presión parcial de alguno de los gases envueltos. Recuerde que la concentración es proporcional a la presión parcial de un gas.

Qu´ımica general II, Cap. 14: Eq. qu´ımico – p.18