RESUMEN
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.
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.
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
Moles equil. 4 – 0,46 = 3,54 12 – 1,38 = 10,62 0,92
conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092
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
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:
se obtiene:
Vemos, pues, que KP 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 (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)
Dn = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2
KP = Kc x (RT)Dn =1,996 x 10‑2 mol‑2·l2 (0,082 atmxl x·mol‑1xK‑1 x1000 K)‑2
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
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 ®).
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) = 55,0Se 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.
La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.
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·a.
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
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, a = 0,14, lo que viene a decir que el PCl5 se ha disociado en un 14 %.
Sea una reacción A Á B + C.
Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia “A”, tendremos que:
Equilibrio: A Á B + C
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
conc. eq(mol/l) c(1– a) c a c · a
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
conc. eq(mol/l) c(1– a) c a c · a
En el caso de que la sustancia esté poco disociada (KC muy pequeña): a << 1 y KC = c a2, con lo que se tiene a de manera inmediata. En caso de duda, puedes despreciar, y si ves que a < 0,02, puedes dejar el resultado, mientras que si a > 0,02 conviene que no desprecies y resuelvas la ecuación de segundo grado.
Ejemplo:
Utilizar la expresión de la constante en función de “a” en el ejemplo anterior: “En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042, ¿cuál es el grado de disociación?”.
Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
Conc. inic.: 2/5 1/5 0
conc. eq(mol/l) 0,4(1–a) 0,2+0,4 ·a 0,4 ·a
Conc. inic.: 2/5 1/5 0
conc. eq(mol/l) 0,4(1–a) 0,2+0,4 ·a 0,4 ·a
En este caso y dado el valor de la constante no debe despreciarse a frente a 1, por lo que deberíamos resolver la ecuación de segundo grado: a = 0,14
En el equilibrio anterior (Kc = 0,042): PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g) ¿cuál sería el grado de disociación y el número de moles en el equilibrio de las tres sustancias si pusiéramos únicamente 2 moles de PCl5(g) en los 5 litros del matraz? Ö
A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3 (g) está disociado en un 95,7 % según la reacción: 2 NH3 (g) Á N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular KC y KP a dicha temperatura. Ö
En una reacción cualquiera: a A + b B Á c C + d D se llama cociente de reacción a:
Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.
· Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
· Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con KC.
· Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con KC.
Una simulación de cómo varían las concentraciones de la diferentes sustancias a lo largo de un equilibrio químico y como Q tiende a KC puede verse descargando el programa Lechat 2.1 de http://nautilus.fis.uc.pt/wwwqui/equilibrio/port/eqq_lechat2.html.
Ejemplo:
En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) Á H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?
a)
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda.
b) Equilibrio: 2 HI(g) Á I2(g) + H2(g)
Moles inic.: 0,6 0,3 0,3
Moles equil. 0,6 + 2x 0,3 – x 0,3 – x
Moles inic.: 0,6 0,3 0,3
Moles equil. 0,6 + 2x 0,3 – x 0,3 – x
Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,163 moles
Equil: 2 HI(g) Á I2(g) + H2(g)
Mol eq: 0,6+2x0,163 0,3–0,163 0,3–0,163
Mol eq: 0,6+2x0,163 0,3–0,163 0,3–0,163
n(HI) = 0,93 mol ; n(I2) = 0,14 mol ; n(H2) = 0,14 mol
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación:
· Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
· Cambio en la presión (o volumen).
· Cambio en la temperatura.
el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.
Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.
Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración de algún reactivo, crecería el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales.
De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a KC sería que aumentase la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones iniciales.
Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.
Ejemplo:
En el equilibrio anterior: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g) ya sabemos que, partiendo de 2 moles de PCl5(g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl5, 0,55 moles de PCl3 y 0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl2 al matraz? (Kc = 0,042)
Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 1,45 0,55 0,55 + 1
Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55 – x
Moles inic.: 1,45 0,55 0,55 + 1
Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55 – x
Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,268
Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)
neq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268
1,718 0,282 1,282conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564
neq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268
1,718 0,282 1,282conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564
El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar como:
1. EN LA PAGINA 168 DEL TEXTO EXISTE UN RESUMEN DE EQUILIBRIO. REALICE UN MAPA CONCEPTUAL EN SU CUADERNO
2. EN LAS PAGINAS 170 Y 172. ESTA UNA EVALUACIÓN. DE TODAS ELLAS REALICE CINCO EN UNA HOJA PERFORADA.
3 QUERIDOS ESTUDIANTES RECUERDEN ENVIAR LAS TAREAS NUMERADAS Y CON FECHAS PARA UNA MEJOR EVALUACIÓN. AGRADEZCO LAS TAREAS ENVIADAS POR PARTE DE USTEDES Y NUEVAMENTE LES ENVIÓ EL LISTADO DE TODOS LOS DOCENTES DE LA JORNADA NOCTURNA CON LA FINALIDAD QUE SI TIENE ALGUNA DUDA DE ALGÚN TEMA EN PARTICULAR LE PUEDAN PREGUNTAR Y ESTAR EN CONTACTO CON LOS DOCENTES. (RECUERDEN GUARDAR TODAS LAS TAREAS EN FÍSICO)
LISTADO DE DOCENTES
JORNADA NOCTURNA
|
UNIDAD
EDUCATIVA OCTAVIO CORDERO PALACIOS
|
|||
|
N°
|
APELLIDOS Y NOMBRE
|
CELULAR
|
CORREO
|
|
1
|
ASTUDILLO BEATRIZ
|
0990984289
|
|
|
2
|
CASTILLO MARIA DOLORES
|
0999029802
|
|
|
3
|
CORDOVA MANUEL
|
0980210744
|
|
|
4
|
CHUMBAY WILFRIDO
|
0939823869
|
|
|
5
|
GUAZHAMBO ANGEL
|
0986159280
|
|
|
6
|
GUERRON WASHINGTON
|
0998089077
|
|
|
7
|
MINGA GARCIA ANDRES FELIPE
|
0995981909
|
|
|
8
|
MONCERRATE JUAN CARLOS
|
0999523611
|
|
|
9
|
MOROCHO FAREZ DEYSI MARITZA
|
0989856677
|
|
|
10
|
OCHOA CHICA SARA CARMITA
|
0980345995
|
|
|
11
|
OJEDA OJEDA FANNY ESPERANZA
|
0987572387
|
|
|
12
|
OLMEDO CALVA LUPITA
|
0967553158
|
|
|
13
|
PERALTA BERMUDEZ DIEGO PATRICIO
|
0998380848
|
|
|
14
|
QUITO PIEDRA JOSE
|
0980373282
|
|
|
15
|
VELEZ PEÑA CARLOS ALEJANDRO
|
0999425977
|
|
|
16
|
JIMBO LILIANA
|
0983533121
|
|
|
16
|
|
|
|
SALUDOS CORDIALES Y
RECUERDE “QUÉDESE EN CASA POR SU SALUD Y LA DE LOS SUYOS”
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