1. Química
2012
Clase Nº 15
Equilibrio Químico
Profesor: Antonio Huamán
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2. EQUILIBRIO QUÍMICO
El equilibrio químico es el estado alcanzado en una reacción
reversible en que la velocidad de la reacción a la derecha, VD
es igual a la velocidad de la reacción a la izquierda, VI .
El equilibrio químico es un estado en el que no se observan
cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel
molecular existe una gran actividad debido a que las
moléculas de reactantes siguen produciendo moléculas de
productos, y estas a su vez siguen formando moléculas de
productos.
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3. EJEMPLO: SEA LA REACCIÓN: H2 + I2 ⇌
2HI
 A medida que pasa el tiempo, el
H2 y el I2 reaccionan hasta
formar HI según VD , por ser una
reacción reversible el HI se
transforma a H2 y I2 según VI.
 Cuando VD = VI se dice que el
sistema alcanza el equilibrio, por
lo tanto las propiedades
macroscópicas como la
temperatura, concentración,
Iodo (I2) densidad, presión, etc.
permanecen constante.
Hidrógeno (H2)
Yoduro de hidrógeno (HI) 3

4. VARIACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN CON EL TIEMPO
Equilibrio químico
[HI]
Concentraciones (mol/l)
[I2]
[H2]
Tiempo (s)
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5. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
 A nivel macroscópico, el equilibrio es estático, debido a que las
propiedades (presión, temperatura, calor de reacción, etc.)
permanecen inalterables.
 A nivel molecular, el equilibrio es dinámico, debido a que la
velocidad directa (VD) e inversa (VI ) son iguales.
 El equilibrio es espontaneo, es decir se da en un tiempo finito
sin la influencia de factores externos.
 El equilibrio conserva sus propiedades y la naturaleza de las
sustancias en cualquier sentido
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6. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)
El estado de equilibrio de una reacción química, a una
temperatura dada, se define en términos de la composición de la
mezcla en equilibrio mediante la denominada Constante de
Equilibrio.
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7. Ejemplo: Escribir las expresiones de KC para los siguientes
equilibrios químicos:
 H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g)
 N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
 2NH3(g) ⇌ N2(g) + 3H2(g)
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8. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP)
En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo
medir presiones parciales que concentraciones, en este caso la
constante de equilibrio la designaremos por Kp.
Sea la reacción reversible: a A(g) + b B(g) ⇌ c C(g) + d D(g)
Se define:
Kp =
( Pc ) ( PD )
c d
( PA ) a ( PB ) b
Ejemplo: Escribir las expresiones de KP para los siguientes
equilibrios químicos:
 N2(g) + H2(g) ⇌ NH3(g)
PCl5(g) ⇌ PCl3(g) + Cl2(g) 8

9. RELACION ENTRE KP y KC
En general la relación entre Kc y Kp es:
∆n= variación de moles
∆n
K P = KC × (RT ) ∆n= (c+d) – (a+b)
R= 0,082 atm.L / mol.K
T= temperatura absoluta (K)
Ejemplo: Para el siguiente sistema se ha evaluado que KP=3x1024
a 25°C.
2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g)
Se pide calcular el valor de KC a la misma temperatura.
Solución:
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10. TIPOS DE EQUILIBRIO
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
Son aquellos sistemas donde los reactantes y productos se
encuentran en una misma fase o en un mismo estado físico
Ejemplo
1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
Son sistemas donde las sustancias se encuentran en más de una
fase o más de un estado físico
Ejemplo
CaCO3(s) + calor ⇌ CaO(s) + CO2(g)
OBS: En equilibrios heterogéneos, la concentración de sólidos y
líquidos es: [sólido] = 1 , [líquido] = 1 10

11. Factores que afectan a la posición del equilibrio
Principio de Le Chatelier:
Si un sistema químico en equilibrio
es perturbado por un cambio en la
concentración, presión o
temperatura, el sistema se
desplazara, si es posible, para
contrarrestar parcialmente el
cambio y alcanzar de nuevo el
equilibrio.
Tipos de cambios a considerar:
- Cambios en la concentración.
- Cambios en la presión
- Cambios de temperatura.
- Introducción de catalizadores. 11

12. Cambios en la concentración
Un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el
equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa
en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en
la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace
hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se
disminuya
Ejemplo: (UNMSM-2005-II) ¿Qué cambio se produce en el equilibrio:
N2 + 3H2 ⇌ 2NH3, cuando se adiciona N2?
• El equilibrio se desplaza a la derecha
• Aumenta la concentración de H2
• Disminuye la concentración de NH3
• El equilibrio no se ve afectado
• El equilibrio se desplaza a la izquierda
Solución:
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13. Cambios de presión o volumen
La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando
intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación
en el número de moles entre reactivos y productos. Si aumenta la
presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles
gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen.
En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la
que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos
Ejemplo: Para el siguiente equilibrio: PCl5(g) ⇌ Cl2(g) + PCl3(g), en qué
sentido se desvía el equilibrio cuando se
•Disminuye la presión
•Incrementa la concentración de cloro
•Disminuye la concentración de PCl5
Solución:
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14. Cambios en la temperatura
Se observa que, al aumentar temperatura el sistema se desplaza
hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las
reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.
Si disminuye la temperatura el sistema se desplaza hacia donde se
desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las
endotérmicas).
Ejemplo: Para el sistema en equilibrio: C(s) + O2(g) ⇌ CO(g) + calor,
indique el sentido de desplazamiento del equilibrio para los casos
que se
•Aumente la [O2]
•Aumente la presión
•Aumente el volumen
•Disminuye la temperatura del sistema
Solución:
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15. Introducción de un catalizador
Un catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no desvía el
equilibrio hacia los productos ni hacia los reactivos.
Afecta igualmente a la energía de activación de la reacción directa y a
la de la inversa y por ello, lo único que hace es que el equilibrio se
alcanza con mayor rapidez
Ejemplo:Para el sistema en equilibrio aplicando el Principio de
LeChatelier, marque la alternativa que conduce al aumento de la
concentración de amoniaco.
N2(g) + H2(g) ⇌ NH3(g) + Q
•Disminuir la concentración de hidrógeno.
•Reducir la presión.
•Calentar el sistema.
•Adicionar un catalizador.
•Aumentar la concentración de nitrógeno.
Solución:
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