EQUILIBRIO QUÍMICO ( 2 DE BGU) REALICE LA TAREA PROPUESTA

¿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 (K_C)

Para una reacción cualquiera  (a A + b B + .... Á c C + d D + ...)  se define la constante de equilibrio (K_C) 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 K_C, 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 K_C 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

K_c se obtiene aplicando la expresión:

y como se ve es prácticamente constante.

Ejercicio A:

Escribir las expresiones de K_C 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 K_c

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 K_c.

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 K_C a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio_. Ö

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K_P). RELACIÓN CON K_C.

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  K_p 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 K_P puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases

donde Dn = incremento en nº de moles de gases (n_productos – n_reactivos)

Ejemplo:

Calcular la constante K_p a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (K_C = 1,996 ·10^–2 M^–2)

N₂(g)  +  3 H₂(g) Á 2 NH₃(g)

Dn = n_productos – n_reactivos = 2 – (1 + 3) = –2

K_P = K_c x (RT)^Dn =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 K_C Y K_P.

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

Ejemplos:

· H₂(g)  +  Cl₂(g) Á 2 HCl(g) ;      K_c  (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);             K_c  (698 K) = 55,0Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y productos).

· N₂(g)  +  O₂(g) Á 2 NO (g);        K_c  (298 K) = 5,3 x 10^–31
La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.

                                                    TAREA

1. REALICE UN MAPA CONCEPTUAL DE LAS PAGINAS 158, 159, 160 EN SU CUADERNO

2. EN UNA HOJA PERFORADA REALICE EL EJEMPLO CUATRO DE LA PAGINA 160  Y SI ES POSIBLE  UN  EJERCICIO DE LA ACTIVIDAD DE LA PAGINA 160.
3. REVICE EL BLOG DEL DÍA 12 DE ABRIL PARA LA ENTREGA DE TAREAS. SALUDOS CORDIALES Y NO SE OLVIDE " QUÉDESE EN CASA"