Equilibrio Quimico

EQUILIBRIO QUÍMICO

CONTENIDOS

1.- Concepto de equilibrio químico.

1.1. Características. Aspecto dinámico de las reacciones químicas.

2.- Ley de acción de masas. La constante de equilibrio KC.

3.- Grado de disociación “”.

3.1. Relación KC con el grado de disociación.

4.- KP. Relación con KC .

4.1. Magnitud de las constantes de equilibrio.

5.- Cociente de reacción.

6.- Modificaciones del equilibrio.

6.1. Concentración en reactivos y productos.

6.2. Efecto de los cambios de presión, volumen y temperatura.

6.3. Principio de Le Chatelier.

6.4. Importancia en procesos industriales.

7.- Equilibrios heterogéneos. Producto de solubilidad.

¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reacti-vos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)

Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... Á c C + d D + ...) se define la cons-tante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:

siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concen-traciones iniciales de reactivos y productos).

Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto.

En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g) Á 2 HI (g)

El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H2(g) + ½ I2(g) Á HI (g), la cons-tante valdría la raíz cuadrada de la anterior.

La constante KC cambia con la temperatura.

¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las espe-cies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

Ejemplo:

Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO2 y O2). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos observándose los siguientes datos:

Concentr. iniciales (mol/l) Concentr. equilibrio (mol/l)

[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc

Exp 1 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 279,2

Exp 2 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 280,1

Exp 3 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 280,0

Exp 4 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 280,5

Exp 5 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363 280,6

Kc se obtiene aplicando la expresión:

y como se ve es prácticamente constante.

Ejercicio A:

Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos: a) N2O4(g) Á 2 NO2(g); b) 2 NO(g) + Cl2(g) Á 2 NOCl(g); c) CaCO3(s) Á CaO(s) + CO2(g); d) 2 NaHCO3(s) Á Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g). 

Significado del valor de Kc

Ejemplo:

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) Á 2 NH3(g)

b) Moles inic.: 4 12 0

Moles equil. 4 – 0,46 = 3,54 12 – 1,38 = 10,62 0,92

conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092

Ejercicio B:

En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el equilibrio: PCl5(g) Á PCl3 (g) + Cl2(g). Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio. 

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC.

En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B Á c C + d D, se observa la constancia de Kp viene definida por:

En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g)

De la ecuación general de los gases: se obtiene:

Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cam-bio en el nº de moles de gases

donde n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)

Ejemplo:

Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista ante-riormente. (KC = 1,996 •10–2 M–2)

N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g)

n = nproductos

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