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QUÍMICA. 2º BACHILLERATO.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Contenidos:
1) Equilibrio químico.
2) Constantes de equilibrio.
2.1- Equilibrios homogéneos. Constante Kc.
2.2- Cálculos en equilibrios homogéneos en fase gaseosa. Grado de disociación.
2.3- Cociente de reacción.
2.4- La constante de equilibrio Kp. Relación con Kc.
2.5- Equilibrios heterogéneos.
3) Factores que afectan al equilibro químico. Principio de Le Chatelier.
1) EQUILIBRIO QUÍMICO
- Las reacciones químicas que sólo suceden en un sentido reciben el nombre de irreversibles o
completas. Son reacciones que se inician con unos reactivos y finalizan cuando alguno o todos los
reactivos se consumen por completo. Por ejemplo:
Fe (s) + H 2 SO 4 (aq) → FeSO 4 (aq) + H 2 (g)
A este tipo de reacciones no está dedicado este tema.
- Las reacciones reversibles son aquellas en las que los reactivos no se transforman totalmente
en productos, ya que éstos vuelven a formar los reactivos, dando lugar así a un proceso de doble
sentido que desemboca en el equilibrio químico. Por ejemplo:
La reacción de formación del trióxido de azufre a partir del dióxido es reversible, es decir, de la misma
forma que se está formando SO 3 (reacción directa), se está descomponiendo en SO 2 y O 2 (reacción
inversa).
Las reacciones reversibles se indican con una doble flecha como la que aparece en el ejemplo
anterior, o también:. Un equilibro químico en general se pude representar de la siguiente
manera:
- Velocidad de reacción directa e inversa. Si se hace un estudio de cómo
varía la velocidad de reacción directa e inversa en una reacción
reversible se obtendrían unas curvas como las que aparecen en la figura
adjunta, que representa esta circunstancia para el equilibro que se
establece entre la formación y la descomposición del HI.
- Variación de concentración de productos y reactivos en una reacción
reversible. También se puede representar cómo varían las
concentraciones de reactivos y productos en una reacción reversible (se
suelen considerar reactivos a los que corresponden en la reacción
directa). Por ejemplo, en el equilibro general, las representaciones
podrían ser como las que se muestran en la figura adjunta.
En estas representaciones se parte de una cierta cantidad de
reactivos y nada de productos. Pero dado que el equilibrio se
establece entre reacción directa e inversa, también es posible
partir de cantidades de los considerados productos del equilibrio y
nada de los reactivos, estableciéndose de cualquier modo el
equilibrio. Por ejemplo, en el equilibrio de formación del SO 3 , si se
partiera solamente de una cantidad de SO 3 como de 0,4 moles en
un recipiente de 1 litro de capacidad, la representación sería:
- El estado de equilibrio dinámico de una reacción reversible es el estado final del sistema en el
que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales y las concentraciones de las sustancias
que intervienen permanecen constantes.
Hay que imaginar el equilibrio como una incesante transformación química de las sustancias
en los dos sentidos de la reacción reversible, a pesar de que las concentraciones de reactivos y
productos se mantengan constantes.
2.- CONSTANTES DE EQUILIBRIO
2.1.- Equilibrios homogéneos. Constante de equilibrio Kc
- Veamos un análisis experimental del equilibrio
Se realizarán una serie de experiencias en las que:
1ª) Se partirá de una misma cantidad de reactivos y nada de producto (experiencias 1 y 2).
2ª) Se partirá de cantidades no nulas de reactivos y de producto (experiencia 5).
3ª) Sólo se partirá de una cierta cantidad de producto, nada de reactivos (experiencias 3 y 4).
Se realizan las medidas correspondientes y se obtiene la tabla siguiente:
Los números en sí no dicen nada pero se puede observar que están relacionados. Así, si
hacemos con las concentraciones en el equilibrio de cada experiencia la operación siguiente:
- Significado del valor de Kc. El valor numérico de Kc es importante ya que aporta información
acerca del progreso de la reacción y de su rendimiento en función de las cantidades de productos y
reactivos presentes en el equilibrio. Así,
- Si Kc >>> 1, el equilibrio está muy desplazado hacia la derecha, es decir, hacia la formación
de productos (el rendimiento es grande en la formación de productos). Ejemplo:
2NO 2 (g) N 2 O 4 (g), Kc (25 :C) = 216 mol-1·L
- Si Kc <<< 1, el equilibrio está muy desplazado hacia la izquierda, es decir, el rendimiento es
pequeño respecto de la formación de productos ya que los reactivos prácticamente no
reaccionan. Ejemplo:
I 2 (g) 2I(g), Kc(727 :C) = 3,8·10-5^ mol·L-
- Si K = 1, en el equilibrio se cumple que
Como vemos, y tal como se ha dicho, la constante de equilibrio suele venir indicada a una
temperatura determinada ya que su valor depende precisamente de la temperatura.
- Relación entre Kc y la reacción ajustada. El valor que se da de Kc lo es para un equilibrio
determinado en cuanto a los coeficientes estequiométricos se refiere. Así, por ejemplo:
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g)
½H 2 (g) + ½I 2 (g) HI(g)
Reacción inversa
2HI(g) 2H 2 (g) + 2I 2 (g)
Por tanto, todo valor de Kc debe venir acompañado del equilibrio correspondiente ajustado.
2.2.- Cálculos en equilibrios homogéneos en fase gas. Grado de disociación
Se trata aquí de realizar una serie de ejercicios-tipo^1 que utilicen la ley de acción de masas.
En el ejercicio nº 3 se introduce el concepto de grado de disociación.
(^1) Tomados del texto “Química”, Varios autores, Ed. Guadiel (2003)
Ejemplo 1.
En un recipiente vacío de 5,00 L se ha colocado una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a 500 :C. Al
alcanzarse el equilibrio, se ha comprobado la presencia de 84,28 g de N 2 , 4,20 g de H 2 y 9,61 g de
amoniaco. Calcula el valor de la constante de equilibrio Kc para la reacción siguiente a la temperatura
dada.
N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)
Datos: V = 5L, T = 500 :C Mm(N 2 ) = 28 g/mol Mm(H 2 ) = 2 g/mol Mm(NH 3 ) = 17 g/mol
N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3
Cantidades iniciales
Cantidades en equilibrio (g)
Moles en equilibrio
[ ] en equilibrio
Para el equilibrio dado, el valor de Kc será:
Ejemplo 3
Se ha introducido en un recipiente vacío de 4,00 L 15,63 g de amoniaco y 9,80 g de nitrógeno. El
equilibrio se alcanza a cierta temperatura cuando el recipiente contiene 0,70 moles de amoniaco.
Calcula el valor de Kc a la temperatura de la experiencia para el equilibrio de disociación del amoniaco
siguiente:
2NH 3 (g) N 2 (g) + 3H 2 (g)
Datos: V = 4L, Masa inicial de nitrógeno = 9,80 g Masa inicial de amoniaco = 15,64 g Masa inicial de hidrógeno = 0 Moles de amoniaco en el equilibrio = 0,70 mol Mm(N 2 ) = 28 g/mol Mm(H 2 ) = 2 g/mol Mm(NH 3 ) = 17 g/mol
2NH 3 N 2 (g) + 3H 2 (g)
Cantidades iniciales (g)
Moles iniciales 0
Supongamos que se forman x moles de N 2 hasta llegar al equilibrio. Según la estequiometría del equilibrio
Moles en equilibrio(*)
0,70 = 0,92 – 2x x + 0,35 3x
0,11 + 0,35 = 0,46 moles 3·0,11 = 0,33 moles
[ ] en equilibrio (mol·L-^1 )
(*)En la tabla anterior x representa el número de moles de N 2 que se han formado. Según la estequiometría de la reacción:
- Por cada mol de nitrógeno que se forma, también se forman 3 moles de hidrógeno. Por tanto, si se forman hasta alcanzar el equilibrio x moles de hidrógeno, también se formarán 3x moles de hidrógeno. Los x moles de nitrógeno formados se sumarán a los 0,35 moles que había desde el principio.
- Por cada mol de nitrógeno que se forma, se disocian 2 moles de amoniaco. Por tanto, si se forman hasta alcanzar el equilibrio x moles de hidrógeno, también se habrán disociado 2x moles de amoniaco, siendo la cantidad de amoniaco en equilibrio (0,70 moles) la inicial menos la disociada = 0,92-x.
Por tanto,
Se define el grado de disociación, α, como el tanto por uno de sustancia que se disocia en un equilibrio químico. Se determina mediante la razón entre el número de moles de la sustancia que se disocia en el equilibrio y el número de moles iniciales de dicha sustancia:
Es evidente que se habla de grado de disociación en equilibrios químicos en los que se parte de una sustancia reactiva que se divide en dos o más sustancias más simples, es decir, para equilibrios generales del tipo:
aA bB + cC
En el ejemplo seguido aquí, el grado de disociación será:
Es decir, el amoniaco se disocia a la temperatura dada un 23,9%.
Ejemplo 4
En un recipiente de 0,50 L se introdujeron 2 moles de bromo y tres moles de hidrógeno. Al alcanzarse
el equilibrio a cierta temperatura, el valor de Kc es 0,50. Calcula las concentraciones de las tres
sustancias presentes en el equilibrio:
Br 2 (g) + H 2 (g) 2HBr(g)
Datos: V = 0,5 L, Cantidad inicial de Br 2 = 2 moles Cantidad inicial de H 2 = 3 moles Cantidad inicial de HBr = 0 Kc = 0,
Br 2 (g) + H 2 (g) 2 HBr
Cantidades iniciales (moles)
Supongamos que reaccionan x moles de Br 2 hasta alcanzar el equilibrio. Según la estequiometría del equilibrio:
Moles en equilibrio
2 – x 3 – x 2x
[ ] en equilibrio (mol·L-^1 )
La expresión de Kc es:
Realizando operaciones se obtiene una ecuación de segundo grado:
Cuyas soluciones son: x 1 = 0,64 moles x 2 = -1,
Es evidente que la segunda solución no tiene sentido, por tanto, x = 0,64 moles.
Las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio serán: [Br 2 ] = 2,72 mol·L- [H 2 ] = 4,72 mol·L- [HBr] = 2,56 mol·L-
Ejemplo 6
En un recipiente de 0,5 L se colocan 0,075 moles de PCl 5 y se establece, a cierta temperatura, el
equilibrio:
PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g)
Calcula la constante de equilibrio sabiendo que PCl 5 se encuentra disociado un 62,5%.
Datos: V = 0,50 L, Cantidad inicial de PCl 5 = 0,075 moles α = 0,62 5
PCl 5 PCl 3 (g) + Cl 2 (g)
Moles iniciales
Supongamos que se forman x moles de PCl 3 hasta llegar al equilibrio. Según la estequiometría del equilibrio
Moles en equilibrio
0,075 – x x x
[ ] en equilibrio (mol·L-^1 )
El valor de Kc será:
El valor de x se puede calcular a partir del dato del grado de disociación:
De donde, x = 0,047 moles. Por tanto,
2.3.- Cociente de reacción
Idea inicial: El cociente definido por la ley de acción de masas también se puede aplicar cuando
no se ha alcanzado el equilibrio.
Veamos el ejemplo general:
aA + bB → cC + dD
La reacción anterior aún no está en equilibrio. El cociente definido por la ley de acción de
masas cuando no se ha alcanzado el equilibrio se denomina cociente de reacción, Qc.
donde los subíndices “o” indican que se trata de concentraciones iniciales, no concentraciones en
equilibrio.
Qc sirve para establecer si una mezcla concreta inicial de reacción está o no en equilibrio y, si
no lo está, en qué sentido debe evolucionar para alcanzar el equilibrio. Veamos tres posibles
situaciones:
Si Qc > Kc. El sistema no está en equilibrio, cumpliéndose que:
Para que los dos valores sean iguales debe ocurrir que:
- debe disminuir
- debe aumentar
Por tanto, el sistema se desplaza hacia la izquierda.
Si Qc = Kc , el sistema se encuentra en equilibrio y no se desplaza en sentido alguno.
Si Qc < Kc. El sistema no está en equilibrio, cumpliéndose que:
Para que los dos valores sean iguales debe ocurrir que:
- debe aumentar
- debe disminuir
Por tanto, el sistema se desplaza hacia la derecha.
Ejemplo
En la reacción 2HF(g) H 2 (g) + F 2 (g), a una temperatura a la que Kc = 1,0·10-13, se analizó la mezcla
de reacción y se hallaron estos valores (todos ellos en mol·L-1):
[HF] = 0,
[H 2 ] = 1,0·10-
[F 2 ] = 3,0·10-
es la constante de equilibrio en función de presiones parciales.
Las unidades de Kp dependerán de cada equilibrio y vendrán dadas según las unidades de las
presiones parciales de las especies presentes en equilibrio. Normalmente las presiones suelen venir en
atmósferas y, por tanto, la constante de los gases que se utilice valdrá 0,082 atm·L/mol·K.
Se suele utilizar mucho más Kp que Kc ya que cuando se trabaja con gases es más fácil
determinar presiones que concentraciones. Veremos seis ejemplos típicos de aplicación (en el ejemplo
nº 6 se introduce el grado de disociación, α, en la expresión de Kc).
Ejemplo 1
En un recipiente de 2,0 L se mezcla una cierta cantidad de N 2 (g) y de H 2 (g) y se eleva la temperatura a
1000 K hasta que el sistema alcance el equilibrio:
N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)
A esta temperatura, el valor de Kc es 2,37·10-3^ L^2 mol-2. Calcula el valor de Kp.
Ejemplo 2.
Para el equilibrio PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) , la constante Kp vale 1,05 atm a 250 :C. Sabiendo que
en el equilibrio las presiones parciales del PCl 5 y del PCl 3 son, respectivamente, 0,875 atm y 0,463 atm,
calcula la presión parcial del Cl 2 en el equilibrio a dicha temperatura.
PCl 5 PCl 3 (g) + Cl 2 (g)
Presiones en equilibrio (atm)
De donde se obtiene que
Ejemplo 3.
En un recipiente se han introducido 2 moles de N 2 O 4 y se ha alcanzado el equilibrio
N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g)
cuando la presión total es de 0,1 atm. Si Kp vale 0,17 atm, calcula el grado de disociación del N 2 O 4 y las
presiones parciales en el equilibrio.
Datos: PT = 0,1 atm
Kp = 0,17 atm N 2 O 4 2NO 2 (g)
Moles iniciales
Supongamos que se disocian x moles de N 2 O 4 hasta llegar al equilibrio. Según la estequiometría del equilibrio
Moles en equilibrio 2 –^ x^ 2x [ ] en equilibrio (mol·L-^1 )
No se puede conocer pues no conocemos el volumen del recipiente
Planteamos Kp y la desarrollamos en función de las fracciones molares (ya que los datos que se dan son moles y conocemos la presión total).
Donde las fracciones molares son las del equilibrio, es decir:
Sustituyendo estos valores en la expresión de Kp, así como los valores conocidos:
Operando:
De donde resulta una ecuación de segundo grado cuyas soluciones son:
x 1 = - 1,09 (sin sentido)
x 2 = 1,09 moles
El grado de disociación será:
Las presiones parciales en el equilibrio serán:
O bien,
Ejemplo 5.
Para el equilibrio N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g), a 25 :C, el valor de Kp es 0,143 atm. Sabiendo que la presión
inicial del N 2 O 4 en un matraz de 1 L es 0,05 atm, calcula las presiones parciales de los dos gases y la
presión total en el equilibrio.
Datos: P = 0,05 atm (presión inicial de tetróxido de dinitrógeno)
Kp = 0,143 atm T = 25 :C = 298 K V = 1 L
N 2 O 4 2NO 2 (g)
Moles iniciales
a 0
Supongamos que se disocian x moles de N 2 O 4 hasta llegar al equilibrio. Según la estequiometría del equilibrio
Moles en equilibrio a^ –^ x^ 2x [ ] en equilibrio (mol·L-^1 )
a – x 2x
Para calcular a utilizamos el dato de la presión inicial de N 2 O 4 y la ecuación de los gases ideales:
Calculamos también Kc:
Ahora podemos calcular x
Resolviendo la ecuación de segundo grado resultante, la solución es x = 1,147·10-3^ moles.
Por tanto:
- Moles de N 2 O 4 en equilibrio = 2,0462·10-3^ - 1,147·10-3^ = 8,993·10-4^ moles
- Moles de NO 2 en equilibrio = 2·1,147·10-3^ = 2,294·10-3^ moles
Falta calcular las presiones parciales en el equilibrio y la presión total:
Antes de ver el ejemplo 6: INTRODUCCIÓN DEL GRADO DE DISOCIACIÓN EN LA EXPRESIÓN DE Kc
Veremos ejemplos concretos con objeto de poder obtener una regla al respecto.
A 2B
Moles iniciales
a 0
Moles en equilibrio a^ –^ x^2 x
[ ] inicial c = a/V 0
α = x/a ; x = a·α , por tanto,
Moles en equilibrio
a – aα =
= a(1-α) 2 aα
[ ] en equilibrio (mol·L-^1 )
c(1-α) 2 cα
Por tanto,
Y el número total de moles/L en el equilibrio será = c(1- α) + 2c α = c(1+ α)
A B + C
Moles iniciales a^0
Moles en equilibrio a^ –^ x^ x^ x
[ ] inicial c = a/V 0 0
α = x/a ; x = a·α , por tanto,
Moles en equilibrio
a – aα =
= a(1-α) aα aα
[ ] en equilibrio (mol·L-^1 )
c(1-α) cα cα
Por tanto,
Y el número total de moles/L en el equilibrio será = c(1- α) + c α + cα = c(1+ α)
Ejemplo 6.
El amoniaco se disocia un 30 % a la temperatura de 423 K y a la presión de 200 atm. Halla los valores
de las constantes Kc y Kp para el equilibrio de disociación
2NH 3 (g) N 2 (g) + 3H 2 (g)
Datos: α = 0, T = 423 K PT = 200 atm
2NH 3 N 2 (g) + 3H 2 (g)
[ ] iniciales c 0 0
[ ] en equilibrio (mol·L-^1 )
2c(1-α) cα 3cα
Para calcular Kc es necesario conocer la concentración inicial de amoniaco, c. Se puede conocer a partir del valor de la presión total y del número total de moles/L en el equilibrio:
Igualando ambas expresiones obtenemos que c = 2,218 mol·L-1. Sustituyendo este valor y el de α en la expresión de Kc obtenemos que: Kc = 0,55 mol^2 L- En cuanto a Kp,
OTRA FORMA
Se puede empezar por calcular las fracciones molares para determinar primero Kp. Tomando el número total de mol·L-1^ en el equilibrio determinado anteriormente:
Finalmente,
2.5.- Equilibrios heterogéneos
- Supongamos que podemos calentar carbonato de calcio en un recipiente cerrado. El
carbonato de calcio se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono. Pero pasado un tiempo se
puede observar que el carbonato de calcio deja de descomponerse, aunque en realidad esto no es así
sino que se establece el siguiente equilibrio:
CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g)
Si el mismo proceso se hubiera realizado en un recipiente abierto sí que se habría podido
transformar todo el carbonato pues el equilibrio se estaría desplazando hacia la derecha (tal como se
analizará más adelante). Pero en recipiente cerrado se ha establecido un equilibrio heterogéneo , que es
aquel en el que las sustancias que forman parte del equilibrio no se encuentran en la misma fase.
- Constante de equilibrio. Si planteamos la expresión de la constante de equilibrio para el
ejemplo anterior, que en un principio llamaremos Kc’
En esta expresión, las concentraciones de CaO y CaCO 3 con constantes pues son sustancias sólidas. Esta
circunstancia es aplicable a las concentraciones de sólidos y líquidos puros (ver cuadro adjunto). Por
tanto, las concentraciones de sustancias sólidas o
líquidas puras en la expresión de la constante de
equilibrio pueden pasar a formar parte de la propia
constante de equilibrio. Así, en este equilibrio, la
constante queda:
La constante de un equilibrio heterogéneo sólo
depende de la concentración de las especies en
estado gaseoso (o en disolución) en el equilibrio.
De la misma manera, podemos establecer
que la constante de equilibrio en función de las
presiones parciales sólo dependerá de las
correspondientes a aquellas especies en estado
gaseoso. Así, en este ejemplo concreto:
El significado de este valor, como se puede ver en la figura
adjunta, es la presión total de las especies gaseosas en el equilibrio
que, en este caso, es sólo el dióxido de carbono.
Se verán a continuación tres ejemplos de utilización de
constantes de equilibrio en equilibrios heterogéneos.
¿Cuál es la concentración molar del agua pura a 0⁰C si a esta temperatura su densidad es de 0,92 g·cm^3_?_
Un litro de agua pura en estas condiciones tiene una masa de 920 g. Por tanto, su concentración molar será:
Esta concentración es siempre la misma en cualquier cantidad de agua pura a 0⁰C.
¿Cuál es la concentración molar del Cu(s) si su densidad es de 8,94 g·cm^3 a 25⁰C?
Un dm^3 de cobre (1 L) en estas condiciones tiene una masa de 8940 g. Por tanto su concentración molar será:
