Conceptos básicos de equilibrio químico, una introducción.

1. 1QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
Escuela 4-013 “Dr. Bernardo Houssay”
CUADERNILLO
TEÓRICO-PRÁCTICO
5°2ª
Apellido y Nombre:………………………………….

2. 2QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
CONTENIDOS POR EJE TEMÁTICO:
EJE II
Equilibrio Químico: concepto. Reacciones de equilibrio. Constante de equilibrio. Equilibrio
heterogéneo. Desplazamiento del equilibrio. Principio de LeChatelier. Equilibrio Iónico.
Electrolitos fuertes y débiles. Ionización. Constante de ionización. pH. Indicadores ácido-
base. Soluciones reguladoras. Hidrólisis: concepto.
EJE III
Soluciones diluidas de electrolitos y no electrolitos. Diagrama de fases del agua.
Propiedades coligativas. Descenso de la presión de vapor. Ascenso ebulloscopio.
Descenso crioscópico. Presión osmótica.
Requisitos de cursado y de examen:
 Carpeta y cuadernillo completo
 Calculadora y Tabla Periódica
 Entrega de trabajos en los tiempos establecidos por el profesor

3. 3QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
EJE II
MARCO TEÓRICO
Conceptos Básicos
En este tema nos dedicaremos a estudiar hasta que punto progresa una reacción
química en condiciones concretas dadas.
Hay reacciones que transcurren hasta completarse, es decir, hasta consumirse
totalmente uno de los reactivos Reacciones IRREVERSIBLES, y
separamos Reactivos de Productos con una flecha simple ()
Por ejemplo: 2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O
La reacción entre el butano (C4H10) y el oxígeno progresa hasta que alguno de sus
reactivos se consume totalmente. Es decir, las cantidades de CO2 y H2O
(productos) seguirán aumentando hasta que se haya consumido totalmente el
butano o el oxígeno….
Pero…la mayoría de las reacciones químicas no se producen de manera
completa, los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos
deseados, sino que por el contrario, llega un momento en el que “parece” que la
reacción ha concluido. Podemos comprobar que en ese momento las
concentraciones, tanto de productos formados como de reactivos consumidos,
permanecen constantes.
¿Significa esto que realmente la reacción ha parado
Evidentemente NO; lo que sucede es que continuamente los reactivos se están
convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos; y
cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se
ha paralizado. Las reacciones química que pueden ocurrir en cualquier dirección
Reacciones REVERSIBLES y se representan con la doble flecha ()
Se llaman
Se llaman

4. 4QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
aA + bB  cC + dD
El EQUILIBRIO QUIMICO se establece cuando
dos reacciones opuestas ocurren de manera simultánea
a la misma velocidad
vd = velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi = velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)
en el equilibrio vd = vi
Los equilibrios químicos son equilibrios DINAMICOS; es decir, las moléculas
están reaccionando en forma continua, aunque para nuestros ojos no cambie la
composición de la mezcla de reacción.
EJEMPLO:
1) Si consideramos la reacción:
La velocidad de reacción entre H2 y I2 disminuye con el tiempo, porque sus
concentraciones van disminuyendo… mientras que…la velocidad de reacción del
HI aumenta con el tiempo ya que se están formando mas moléculas, y por lo tanto
aumenta su concentración.

5. 5QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
2) Consideremos la reacción de obtención del trióxido de azufre a partir de
azufre y oxigeno a 1000°C:
2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)
a) Supongamos que inicialmente partimos de 0,4 moles de SO2 y 0,2 moles de O2
en un recipiente de 1 L. Cuando se estableció el equilibrio (al tiempo te) se
comprueba que se han formado 0,06 moles de SO3 y quedan sin reaccionar 0,34
moles de SO2 y 0,17 moles de O2. En el equilibrio, la cantidad de producto no
aumenta aunque la reacción continúe por más tiempo; estos cambios se reflejan
en el sumario de reacción siguiente, donde se usan unidades de molaridad en
lugar de moles. Los cambios debidos a la reacción se representan mediante los
cambios de concentración.
SUMARIO DE REACCION
2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)
conc. inicial 0,4mol/1L=0,4 M 0,2mol/1L=0,2 M 0
*cambio debido a rx -0,06 M -0,03 M +0,06 M
Conc. de equilibrio 0,34 M 0,17 M 0,06 M
b) A continuación variamos las concentraciones de partida y realizamos otra
experiencia. Partimos de 0,4 moles de SO3 en el mismo recipiente, sin añadir ni
SO2 ni O2. Al alcanzarse el equilibrio (al tiempo te), en las mismas condiciones
anteriores, 1000°C, comprobamos las concentraciones de las especies que
intervienen en la reacción son 0,06 moles de SO3, 0,34 moles de SO2, y 0,17
moles de O2.
*cambio debido a rx = concentraciones con los moles que SI reaccionaron:
moles iniciales= moles que reaccionaron + moles sin reaccionar
-------> moles que reaccionaron= moles iniciales – moles sin reaccionar
? mol SO2 reaccionaron= 0,4 moles iniciales – 0,34 moles sin reaccionar= 0,06 moles que reaccionaron
? mol O2 reaccionaron= 0,2 moles iniciales – 0,17 moles sin reaccionar= 0,03 moles que reaccionaron

6. 6QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)
conc. inicial 0 M 0 M 0,4 M
*cambio debido a rx +0,34 M +0,17 M -0,34 M
Conc. de equilibrio 0,34 M 0,17 M 0,06 M
El hecho de que las concentraciones de reactivos y productos coincidan en ambos
casos es casual y se debe a que se han tomado cantidades estequimétricas en los
2 casos. Si las cantidades hubieran sido otras, lo único que permanecería
constante seria la Keq, que estudiaremos a continuación, siempre y cuando no se
modifique la temperatura.
Constante de Equilibrio

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8. 8QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia

9. 9QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
Para Kc solo se INCLUYEN las especies
GASEOSAS y/o en DISOLUCION. Las especies
en estados SOLIDO O LIQUIDO NO
PARTICIPAN, ya que su concentración
normalizada se considera 1(concepto de
actividad, excede el marco del curso)
Resumiendo:
 Un estado de equilibrio se evidencia porque las propiedades
macroscópicas: presiones parciales, color, concentraciones, masa, densidad,
etc…no varían con el tiempo
 Un estado de equilibrio sólo puede alcanzarse en un sistema cerrado, es
decir que no intercambia materia con el entorno
 Un estado de equilibrio puede alcanzarse desde cualquiera de los dos
sentidos posibles del proceso (directo o inverso).
 Un equilibrio es una situación dinámica, en la que se están produciendo
cambios en ambos sentidos, pero a la misma velocidad.
 La temperatura es la variable más importante que influye en el equilibrio
(se modificara la velocidad a la que se llega al equilibrio y las concentraciones que
se tendrá cuando se llegue al equilibrio, por lo tanto también cambiara el valor de
la constante)
Información que nos da la constante de Equilibrio:
- Predicción de la dirección de una reacción
- Cálculo de las concentraciones en el equilibrio

10. 10QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
EJE II
PRACTICA
Trabajo Práctico N°1-A: Equilibrio Químico
Preguntas:
1) Defina: (a) reacción reversible (b) reacciones
irreversibles (c) constante de equilibrio
2) La constante de equilibrio no tiene unidad. Explique.
3) Indique la diferencia entre equilibrio estático y
equilibrio dinámico ¿Qué tipo de equilibrio representa
el equilibrio químico?
4) ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio?
5) Explique el significado de (a) un valor muy grande de Kc (b) un valor muy
pequeño de Kc (c) un valor de Kc aproximadamente igual a 1.
6) ¿Qué condiciones se debe cumplir para que se alcance el estado de
equilibrio?
7) ¿Qué puede decirse sobre el valor que tendrá Kc de una reacción cuyo
equilibrio esta desplazado a la derecha? y ¿A la izquierda?
8) ¿Qué relación hay entre el equilibrio y la velocidad de las reacciones
opuestas?
9) (a) Trace las curvas para los cambios de concentración respecto al
tiempo de la reacción
2 A(g) + B (g)  C(g) + 2D(g)
Suponiendo que Kc es mucho mayor que 1. En cada caso, considere que el
inicio A y B tienen la misma concentración y que C y D no están
presentes. (b) Repita la parte (a) en el caso en el que Kc es mucho menor
que 1.
10)¿Por qué omiten las concentraciones de líquidos y sólidos puros de las
expresiones de la constante de equilibrio?

11. 11QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
Ejercicios:
1- Escriba la expresión de Kc de las siguientes reacciones:
(a) CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(g)
(b) SrCO3(s)  SrO(s) + CO2(g)
(c) 2CHCl3(g) + 3H2(g)  2CH4 (g) + 3Cl2(g)
(d) H2(g) + I2(g)  2HI
(e) 2NOCl(g)  2NO(g) + Cl2(g)
(f) NaF(s) + H2SO4(l)  NaHSO4(s) + HF(g)
(g) 2HBr(g) H2(g)+Br2(l)
(h) P4(g)+3O2(g) PO4O6(s)
(i) 4H3O+
(ac)+2Cl-
(ac)+MnO2(s) Mn2+
(ac)+6H2O(l)+Cl2(ac)
2- Con base al valor de Kc seleccione las reacciones donde sea favorable la
formación de productos (reacción directa)
(a) NH3(ac) + H2O(l)  NH4
+
(ac) + OH-
(ac) Kc= 1,8.10-5
(b) Au+
(ac) + 2CN-
(ac)  [Au(CN)2]-
(ac) Kc= 2.1038
(c) PbC2O4(s)  Pb2+
(ac)+ C2O4
2-
(ac) Kc= 4,8
(d) HS-
(ac) + H+
(ac)  H2S (ac) Kc= 1,0.107
3- La reacción entre nitrógeno y oxigeno para formar NO(g) es:
N2(g) + O2(g)  2NO(g) A 1500K, las concentraciones de equilibrio
de los gases son: 1,7.10-3
mol/L de O2,6,4.10-3
mol/L de N2, 1,1.10-5
mol/L de NO. Con estos datos calcule el valor de Kc a 1500K
4-
a)Calcule los datos necesarios para realizar el sumario de reacciones
b)El valor de Kc a esa temperatura
5- El valor de Kc de la reacción: CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g)
Es de 1,845 a una temperatura dada. En un recipiente de 1L, se colocan
0,500 mol de CO y 0,500 mol de H2O y se deja que la reacción llegue al
equilibrio. ¿Cuál es la concentración de todas las sustancias presentes
en el equilibrio?