Qué Es Un Equilibrio Quimico

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 (reactivos 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 constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:

siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones 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 constante 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 especies 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). Ö

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. Ö

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 cambio 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 anteriormente. (KC = 1,996 •10–2 M–2)

N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g)

n = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2

KP = Kc x (RT)n =1,996 x 10 2 mol 2•l2 (0,082 atmxl x•mol 1xK 1 x1000 K) 2

Ejercicio C (Selectividad. Madrid Junio 1997):

La constante de equilibrio de la reacción: N2O4 Á 2 NO2 vale 0,671 a 45ºC. Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N2O4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura. Datos: R = 0,082 atm•l•mol-1•K-1. Ö

MAGNITUD DE KC Y KP.

El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante grandes:

Ejemplos:

• H2(g) + Cl2(g) Á 2 HCl(g) ; Kc (298 K) = 2,5 x 1033

La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se puede sustituir el símbolo Á por ).

• H2(g) + I2(g) Á 2 HI(g); Kc (698 K) = 55,0

Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y productos).

• N2(g) + O2(g) Á 2 NO (g); Kc (298 K) = 5,3 x 10–31

La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.

GRADO DE DISOCIACIÓN ().

Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.

Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100•.

Ejemplo:

En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). 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?

a) Equilibrio: PCl5(g) Á 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

Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0,28 moles

; ;

b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28 moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de PCl5 se disociarán 0,14. Por tanto,  = 0,14, lo que viene a decir que el PCl5 se ha disociado en un 14 %.

RELACIÓN ENTRE KC Y .

Sea una reacción

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