Equilibrio químico: equilibrios heterogéneos sólido-líquido en Química

Unidad 8: Equilibrio químico

Índice

1. ¿Qué es el equilibrio químico?
2. Constante de equilibrio
1. Predicción del sentido de una reacción. Cociente de reacción
2. Aplicaciones
3. La constante de equilibrio en función de la presión (kp)
4. Relación entre Kc y kp
3. Relación entre las constantes de equilibrio y el grado de disociación
4. Factores que modifican el equilibrio. Ley de Chatelier
1. Efecto de la temperatura
2. Efecto de las concentraciones
3. Efecto de la presión y el volumen
4. Resumen
5. Equilibrios heterogéneos sólido-líquido
1. Reacciones de precipitación
2. Solubilidad
3. Producto de solubilidad
4. Relación entre solubilidad y producto de solubilidad.
5. Factores que afectan a la solubilidad de los precipitados

¿Qué es el equilibrio químico?

· Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce en ambos sentidos.
· Continuamente, los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos.
· Cuando ambas reacciones opuestas (formación de productos y formación de reactivos) ocurren simultáneamente a la misma velocidad se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

Equilibrio de moléculas (H2 + I2
2 HI)
(a)
(b)
Concentraciones (mol/L)
[HI]
[I2 ]
[H2]
3
Tiempo (s)

Definición de equilibrio químico

•
Son reacciones reversibles -> los reactivos no se consumen totalmente.
· La reacción se expresa como:
H2 + 12≥2 HI
•
La reacción en términos generales se expresa como:
aA + bB
Vd
Vi
Vd
Vi
cC + dD
Va: velocidad de formación de los productos (velocidad directa).
V: velocidad de descomposición e los productos (velocidad inversa).
Cuando Va = Vi, se considera que el sistema está en equilibrio
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Desplazamiento del equilibrio químico

Vd
aA + bB
cC + dD
Vi
a) desplazado hacia la derecha (mayor concentración productos)
Equilibrio
b) desplazado hacia la izquierda (mayor concentración reactivos)
a) ¡PREDOMINAN LOS PRODUCTOS!
Concentraciones
[C] [D]
[A] [B]
te
Tiempo
b) ¡PREDOMINAN LOS REACTIVOS!
Concentraciones
[A] [B]
[C] [D]
Zona de equilibrio
te
Tiempo
5

Constante de equilibrio

En un sistema químico en equilibrio, las concentraciones de los reactivos y de los productos, expresados en mol L-1, están relacionadas mediante una ecuación sencilla. Para una reacción cualquiera, representada por la ecuación:
Vd
aA + bB
cC + dD
Vi
Velocidad de la reacción directa (formación de productos) es: Va = ka [A]a [B]b
Velocidad de la reacción indirecta (formación de reactivos) es: v; = k; [C] [D]d
En el EQUILIBRIO -> Va = Vi -> ka [A]a [B]b = k; [C]c [D]d
La constante de equilibrio K viene expresada por la relación de las constantes de velocidad específicas (ka y k;):
k =
kd
i
6
=
C
A
c
D
a
B
d
b

Proporción de reactivos y productos en el equilibrio

k =
k
k,
d
=
C
A
c
D
d
b
a
B
•
Kc->
Mide la proporción entre reactivos y productos en el equilibrio quimico.
. En el EQUILIBRIO K es siempre constante.
•
K depende de la temperatura.
La constante de equilibrio de una reacción química, indica en qué grado los reactivos se transforman en productos, una vez alcanzado el equilibrio.
· Si K. es muy grande: La reacción está muy desplazada hacia los productos. Se agota alguno de los reactivos.
· Si K ~ 1: En el equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos son similares.
· Si Kc es muy pequeña: La reacción está muy desplazada hacia los reactivos. Apenas se forman productos.
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Ejemplos de constante de equilibrio

H2(g) + Cl2(g)
2 HCl (g)
Kc (298 K) = 2,5 ·1033
La reacción está muy desplazada a la derecha.
H2 (g) + I2 (g)
2 HI(g)
Kc (298 K) = 55,0
Se trata de un verdadero equilibrio.
N2(g) + O2(g)
2 NO (g)
Kc (298 K) = 5,3 ·10-31
La reacción está muy desplazada a la izquierda,
es decir, apenas se forman productos.
concentración
tiempo
concentración
tiempo
concentración
tiempo
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Ley del equilibrio químico

Ejemplo 1:
Reaccionan entre sí H2 e 12, a 425 °C :
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
Concentración (mol L-1) en el equilibrio
Experimento
[H2] (mol L-1)
[[2] (mol L-1)
[HI] (mol L-1)
[HI] 2/[H2][12]
I
0,0213
0,0213
0,1573
54,5
II
0,0427
0,0427
0,3148
54,5
III
0,0320
0,0320
0,2360
54,5
IV
0,0266
0,0266
0,1968
54,5
Valor medio = 54,5
1
72
HI P
K =
= 54,5 (a 425°C)
H
2
I
2
eq
Esta es la ley del equilibrio químico, también llamada ley de acción de masas, que define la constante 54,5 se representa por K y se denomina constante de equilibrio.
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Escritura de la constante de equilibrio (Kc)

Ejemplo 2: Escribir la constante de equilibrio (Kc) para los siguientes equilibrios químicos:
a) N2O4(g)=
2 NO2(g)
b) 2 NO(g) + Cl2(g)
2 NOCl(g)
c) CaCO3(s) :
CaO(s) + CO2(g);
d) 2 NaHCO3(s)
Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
a) K =
[NO2 12
IN204]
b)
K
c
=
[
]
[NO] x [CI2]
2
c) K = [CO2]
K = [CO2 ] x [H2O]
d)

Predicción del sentido de una reacción

Cociente de reacción

En una reacción cualquiera:
aA + bB
Vo
Vi
cC + dD
se llama cociente de reacción (Q) a:
Q =
[A][B]b
Es la misma expresión de la ley de acción de masas para una reacción general que no haya conseguido el equilibrio.
· Si Q = K. 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

Ejemplo de predicción del sentido de una reacción

Cociente de reacción

Ejemplo 3:
En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles
de H2 y 0,3 moles de 12 a 490 °C. Si K = 0,022 a 490 °C para
2 HI(g) H2(g) + 12(g) ¿se encuentra en equilibrio?
Q =
[HI]2
[H2][12]
=
0,1 · 0,1
0,22
0,3 moles
3 L
= 0,25
moles H
2
=
= 0,1 M
L
moles I.
2
=
=
0,3 moles
M12 =
12
L
3 L
= 0,1 M
moles HI
0,6 moles
= 0,2 M
L
3 L
Como Q > K el sistema no se
encuentra en equilibrio y la reacción
se desplazará hacia la izquierda.
MH2 =
H2

Aplicaciones de la constante de equilibrio

I.
Cálculo de K. a partir de las concentraciones de los reactivos y productos en el
equilibrio.
II. Cálculo de las concentraciones en equilibrio a partir de las concentraciones
iniciales y el valor de Kc.

Ejemplo 3: 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) siendo la K = 0,02,
determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio.
a) Equilibrio: N (g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
b)
N2(g)
3H2(g)
2NH3(g)
Moles/L iniciales
0,4
1,2
0
Moles/L gastados
x
3x
0
Moles/L formados
0
0
2x
Moles/L equilibrio
0,4 - x
1,2 - 3x
2x

Cálculo de concentraciones en equilibrio

Ejemplo 3: 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) siendo la K( =
0,01996, determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio.
b)
N2(g)
3 H2(g)
2 NH3(g)
Moles/L iniciales
0,4
1,2
0
Moles/L gastados
X
3x
0
Moles/L formados
0
0
2x
Moles/L equilibrio
0,4 - x = 0,354
1,2 - 3x = 1,062
0,092
K= 0,01996 =
[N2][H2]3
[NH_]2
(0,4-x).(1,2-3x)3
(2x)2
-> x = 0,046 M

Constante de equilibrio en función de la presión (Kp)

En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales
que concentraciones:
aA + bB
cC + dD
y se observa la constancia de Ko viene definida por:
Kp=
pcpd
papb
AB
Ejemplo 4:
N2 (g) + 3 H2 (g) =2 NH3 (g)
P
NH3
2
Kp=
p
P
, P
3
N2
H2

Relación entre Kp y Kc

En una mezcla de gases ideales, la presión parcial, p¡, de uno cualquiera de los
gases viene dada por:
pi V = n; RT
donde n, es el número de moles del gas, y V es el volumen total de la mezcla
Entonces,
Pi =
V
n.
1
RT = c.RT siendo c; la concentración molar del gas.
Por tanto,
c
RT
d
· Sustituyendo este valor en la Kc:
C
D
RT
P
(
b
d
PEPØ
CFD
=
Pa på
A- B
1
RT
An
Kc = Kp
1
RT
(c+d)-(a+b)
K =
(
P
RT
P
A
RT
C
a
(
B
RT
P
Kc = Kp . RT-An

Cálculo de Kc a partir de Kp

Ejemplo 4: La constante de equilibrio, Kp, para la siguiente reacción química:
C2H4 (g) + H2 (g)
C2H6 (g)
a 25 ℃ vale 5.1017. Calcula, a la misma temperatura, el valor de Kc.
Las constantes Kp y Kc están relacionadas por:
Kc = Kp(RT)-An
An = c - (a+b) = 1 -(1+1) = - 1 Por tanto, a la temperatura de 25 ℃ (25 + 273 = 298 K),
se cumple:
K = 5 . 1017(0,082 . 298)1= 1,22.1019

Relación entre constantes de equilibrio y grado de disociación

Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en
dos o más.
El grado de disociación (a) mide la proporción entre lo que reacciona de una
sustancia y la cantidad que se puso inicialmente de la misma.
a =- =
C
x
Concentración que se ha disociado
Concentración total inicial
· Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1).
· En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100 · a.

Cálculo de concentraciones y grado de disociación

Ejemplo 5: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCI,(g) y 1 mol de PCI3(g) y
se establece el siguiente equilibrio:
PCl5 (g)
PCl3 (g) + Cl2 (g)
Sabiendo que K (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada
sustancia en el equilibrio ?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
a)
PCl5 (g)
PCl3(g)
Cl2(g)
Moles iniciales
2
1
0
Moles equilibrio
2-x
1+x
x
Moles/L equilibrio
(2-x)/5
(1+x)/5
x/5
1 + x x
K =
[PCl3][Cl2]
[PCl5]
=
5
2 - x
5
= 0,042
·
5
x = 0,28 moles

Grado de disociación de PCl5

Ejemplo 5: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCI,(g) y 1 mol de PCI3(g) y
se establece el siguiente equilibrio:
PCI5(g)
PCI3(g) + Cl2(g)
Sabiendo que K (250 ℃) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada
sustancia en el equilibrio ?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
a)
[PCI5] = (2- 0,28)/5 = 0,344 mol/L
[PCI3] = (1+ 0,28)/5 = 0,256 mol/L
[CI2] = 0,28 /5 = 0,056 mol/L
b)
Si de 2 moles de PCI, se disocian 0,28 moles en PCI3 y Cl2, de cada mol de PCI, se
disociarán 0,14. Por tanto, a = 0,14.
0,14
a= 1 . 100 =14 %