TEMA 4 EQUILIBRIO QUÍMICO 2023 DRACASTILLO.pptx

EQUILIBRIO QUÍMICO
UNIDAD 4
Dra. MaríaVictoria Castillo
Profesora Adjunta
2023
UNIVERSIDAD NACIONAL DE TUCUMÁN
FACULTAD DE BIOQUÍMICA, QUÍMICA Y FARMACIA
CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL

TEMARIO
• Procesos irreversibles y reversibles.
• La naturaleza del equilibrio químico.
• Características del equilibrio químico.
• Velocidad de reacción y equilibrio químico.
• La constante de equilibrio.
• Principio de Le Châtelier.
• Efectos externos sobre los equilibrios ( [ ], P, T ).
• Desplazamiento del equilibrio. Cálculos.
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
1

OBJETIVOS
• Conocer los procesos dinámicos que tienen lugar en el
Equilibrio Químico y poder hacer predicciones
cualitativas y cuantitativas de la especies participantes.
para unas condiciones determinadas.
• Expresar las constantes de equilibrio y realizar cálculos
relacionando sus valores con las concentraciones y
presiones de reactivos y productos.
• Predecir el desplazamiento de un sistema en equilibrio
químico por variaciones en la P,[ ] y T, aplicando el
principio de Le Châtelier.
3

4
EXPANSION
DE UN GAS
OXIDACION
DEL HIERRO
PROCESO ESPONTÁNEO IRREVERSIBLE
PROCESO NO ESPONTÁNEO
PROCESOS IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES
COCINAR UN HUEVO ENCENDER UN FÓSFORO COCINAR UN BIZCOCHUELO
PROCESOS
IRREVERSIBLES
Los procesos IRREVERSIBLES son aquellos que manifiestan una tendencia a
producirse en un solo sentido

PROCESOS IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES
5
Los procesos REVERSIBLES se dan en dos sentidos
Un proceso se define como REVERSIBLE, cuando tiene lugar en condiciones tales que
basta una modificación mínima, infinitesimal, de dichas condiciones para que se
invierta su sentido.

6
REACCIONES IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES
Las reacciones químicas IRREVERSIBLES, se producen cuando uno o más de las sustancias
reaccionantes se agotan y no es posible obtener nuevamente las sustancias originales.
REACIONANTES PRODUCTOS
tpo
H2O2 (ac) H2O (l) + ½ O2 (g)
Na (s)+ H2O (l) NaOH(ac) + ½ H2 (g)
KClO3 (s) KCl (s) + 3/2 O2 (g)
ø
La mayoría de la reacciones químicas son procesos REVERSIBLES, donde reaccionantes dan
lugar a los productos que reaccionan entre si para regenerar los reactivos. La reacción
transcurre en ambos sentidos.
Mg (s) + 2 HCl (ac) MgCl2 (ac) + H2 (g)
2 NO2 (g) N2O4 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
C (s) + 2 O2 (g) CO2 (g)
Las dos reacciones, directa e inversa
ocurren SIMULTÁNEAMENTE

7
7
N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
NATURALEZA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
Reacción directa
Reacción inversa
N2 (g) +3 H2 (g) 2NH3 (g)
2NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)
CONDICIONES PARA
QUE SE ESTABLEZCA
EL EQUILIBRIO
SISTEMA CERRADO
TEMPERATURA CONSTANTE
PROPIEDADES MACROSCOPICAS CONSTANTES
𝒗directa
𝒗inversa
𝒗directa
𝒗inversa
𝑬𝒒𝒖𝒊𝒍𝒊𝒃𝒓𝒊𝒐
𝒗directa = 𝒗inversa

8
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

9
CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
• ES REVERSIBLE
• ES DINÁMICO
• LAS [R] Y [P] EN EL EQUILIBRIO SE MANTIENEN CTES
• LA CONDICIÓN DE EQUILIBRIO SE PUEDE ALCANZAR
DESDE CUALQUIER CONDICIÓN INICIAL
• TERMODINÁMICAMENTE: BALANCE ENTRE MÍNIMA
ENERGÍA DE LAS MOLÉCULAS Y MÁXIMA ENTROPÍA
N2O4 (g) 2 NO2 (g)

10
2 NO2 (g) N2O4 (g)
INICIALMENTE
[NO2]
INICIALMENTE
[NO2] Y [N2O4]
INICIALMENTE
[N2O4]
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
SE PUEDE ALCANZAR DESDE CUALQUIER CONDICIÓN INICIAL

11
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
BALANCE TERMODINÁMICO
ΔS MAYOR EN
FASE GASEOSA
MÍNIMA
ENERGÍA DE LAS
MOLÉCULAS
(ΔH MENOR)
EQUILIBRIO
HETEROGÉNEO

𝒗directa
𝒗inversa
a A + b B c C +d D
c C +d D a A + b B
12
VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO
SI CONSIDERAMOS LAVELOCIDAD DE REACCIÓN DE UN SISTEMA
a A + b B c C +d D
𝒗directa >> 𝒗 inversa
a A + b B c C +d D
𝒗directa > 𝒗 inversa
a A + b B c C +d D
𝒗directa = 𝒗 inversa
3
2
3
2
1
1

13
incoloro rojizo
Dra María Victoria Castillo – Profesora Adjunta

Dra María Victoria Castillo – Profesora Adjunta
14
N2O4 (g) 2 NO2 (g) ΔHº= (+)
𝒗reacción d = 𝚫 [𝑵𝟐
𝑶𝟒
]
𝚫 𝒕
A medida que avanza la reacción
DISMINUYE
𝒗d i re ct a
[N2O4]
INCREMENTA
𝒗i nve rs a
[NO2]
𝒗dN2O4
𝒗iNO2
PROCESO ENDOTÉRMICO

15
𝒗dN2O4
𝒗iNO2
𝑹𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐
𝑷𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐
GRAFICA DE [ ] = f (t) GRAFICA DE 𝒗 = f (t)
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
𝑹 𝒚 𝑷 𝒔𝒆
mantienen 𝒄𝒕𝒆𝒔

16
2 NO2 (g) 2 NO (g) + O2 (g)
GRAFICAS DE [ ] = f (t)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

13
GULDBERG
Y
WAAGE
1870
LEY DE
ACCION DE
MASAS
kd [A]a . [B]b= ki [C]c . [D]d
𝒗𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊ó𝒏 α [R] o [P] ∴
T CONSTANTE a A + b B c C +d D
𝒗𝒅𝒊𝒓𝒆𝒄𝒕𝒂 α [A]a . [B]b y 𝒗𝒊𝒏𝒗𝒆𝒓𝒔𝒂 α [C]c . [D]d
Esta ley establece que: “para una reacción reversible en equilibrio y a una
temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de
reactivos y productos tiene un valor constante” K (la constante de equilibrio).
𝒗𝒅𝒊𝒓𝒆𝒄𝒕𝒂 = kd [A]a . [B]b y 𝒗𝒊𝒏𝒗𝒆𝒓𝒔𝒂 = ki [C]c . [D]d
kd
ki
=
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
𝑲𝒆𝒒 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
CONSTANTE DE EQUILIBRIO

18
𝑲𝒆𝒒 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
CONSTANTE
DE EQUILIBRIO
En un sistema en equilibrio, el cociente entre el producto de las
concentraciones de las sustancias resultantes y el producto de las
concentraciones de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas
elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en
la reacción, es un valor constante para cada temperatura

14
CONSTANTE
DE
EQUILIBRIO
CONSTANTE DE EQUILIBRIO: K
CONCENTRACIONES
PRESIONES
𝑲𝑪 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
𝑲𝑷 =
𝑷𝑪
𝒄
. 𝑷𝑫
𝒅
𝑷𝑨
𝒂 . 𝑷𝑩
𝒃
UNIDADES
[A] =
𝒏 𝒂
𝑳
𝑷𝑨 = atm
EXPRESIÓN
EJEMPLOS
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 𝑲𝑪 =
[𝐍𝐇𝟑 ]2
[𝐍𝟐 ] . [𝐇𝟐 ]3
𝑲𝑷 =
𝑷𝑵𝑯𝟑
𝟐
𝑷𝑵𝟐
. 𝑷𝑯𝟐
𝟑
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
a A + b B c C +d D

20

21
SIGNIFICADO DEL VALOR DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
𝑲𝑪 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
Keq >> 1 [P] >> [R]
1
1
Keq << 1 [R] >>[P]
Keq ≅ 1 [P] ≅ [R]
2
2
3
3

22
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
S (s) + O2 (g) SO2 (g)
𝑲𝑪 =
[𝑺𝑶𝟐]
[𝑶𝟐] 𝑲𝑷 =
𝑷𝑺𝑶𝟐
𝑷𝑶𝟐
𝑲𝑪 = [𝐂𝐎𝟐] 𝑲𝑷 = 𝐏𝐂𝐎𝟐

23
SIGNIFICADO DEL VALOR DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Keq = 1 [P] = [R]
COCIENTE DE REACCIÓN: Q
3
3
a A + b B c C +d D
𝒗directa >> 𝒗 inversa
1
1
𝑲𝑪 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
𝑸=
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
𝒗 inversa > 𝒗directa
a A + b B c C +d D
2
2
Q < Kc LA REACCIÓN OCURRE DE
IZQUIERDAA DERECHA
Q > Kc LA REACCIÓN OCURRE DE
DERECHAA IZQUIERDA

24
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
En el proceso de formación del amoniaco, realizado a 500 °C en un recipiente de 10 litros, se ha encontrado en el
equilibrio la presencia de 6 mol de N2, 4 mol de H2 y 1,12 mol de NH3. determine Kc a esa temperatura.
[𝐍𝟐] =
𝟔 𝐦𝐨𝐥
𝟏𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬
[𝐍𝟐] = 𝟎, 𝟔
𝒎𝒐𝒍
𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
[𝐇𝟐] =
𝟒 𝐦𝐨𝐥
[𝐇𝟐] = 𝟎, 𝟒 M
[𝐍𝐇𝟑] =
𝟏, 𝟏𝟐 𝐦𝐨𝐥
[𝐍𝐇𝟑] = 𝟎, 𝟏𝟏𝟐 𝑴
EXPRESIÓN
𝑲𝑪 =
[𝑵𝑯𝟑]2
[𝑵𝟐] . [𝑯𝟐]3
VALOR DE Kc
𝑲𝑪 =
(𝟎,𝟏𝟏𝟐𝒎𝒐𝒍/𝑳)2
(𝟎,𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳) . (𝟎,𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳)3
𝑲𝑪 = 0,33

25
RELACIÓN ENTRE KC Y KP
2 NO2 (g) N2O4 (g) 𝑲𝑷 =
𝑷𝑵𝟐𝑶𝟒
𝑷𝑵𝑶𝟐
𝟐
𝑽 = 𝒏𝑵𝟐𝑶𝟒
𝑹 𝑻
𝑷𝑵𝑶𝟐
𝑽 = 𝒏𝑵𝑶𝟐
𝑹 𝑻
=
𝒏𝑵𝟐𝑶𝟒
𝑹 𝑻
𝑽
𝑷𝑵𝑶𝟐
=
𝒏𝑵𝑶𝟐
𝑹 𝑻
𝑽
𝑲𝑷 =
[N2O4] .(𝑹𝑻)𝟏
[NO2]𝟐. 𝑹𝑻 𝟐
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟏−𝟐
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 (𝑹𝑻)𝜟𝒏
DONDE
𝜟𝒏 = 𝒏𝑷𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔 − 𝒏𝑹𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔 𝑬𝑺𝑻𝑨𝑫𝑶
𝑮𝑨𝑺𝑬𝑶𝑺𝑶
𝑲𝑷 =
𝑲𝑪
𝑹𝑻

26
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
S (s) + O2 (g) SO2 (g)
𝑲𝑪 =
[𝐒𝐎𝟐]
[𝐎𝟐] 𝑲𝑷 =
𝐏𝐒𝐎𝟐
𝐏𝐎𝟐
𝑲𝑪 = [𝐂𝐎𝟐] 𝑲𝑷 = 𝐏𝐂𝐎𝟐
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟏−𝟏
𝑲𝑷 = 𝑲𝑪
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟏−𝟎
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟏
𝑲𝑷 > 𝑲𝑪
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟎

27
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
En el proceso de formación del amoniaco, realizado a 500 °C en un recipiente de 10 litros, se ha encontrado en el
equilibrio la presencia de 6 mol de N2, 4 mol de H2 y 1,12 mol de NH3. determine KP a esa temperatura.
[𝐍𝟐] =
𝟔 𝐦𝐨𝐥
[𝐍𝟐] = 𝟎, 𝟔
𝒎𝒐𝒍
𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
[𝐇𝟐] =
𝟒 𝐦𝐨𝐥
[𝐇𝟐] = 𝟎, 𝟒 M
[𝐍𝐇𝟑] =
𝟏, 𝟏𝟐 𝐦𝐨𝐥
[𝐍𝐇𝟑] = 𝟎, 𝟏𝟏𝟐 𝑴
EXPRESIÓN
𝑲𝑪 =
[𝑵𝑯𝟑]2
[𝑵𝟐] . [𝑯𝟐]3
VALOR DE Kc
𝑲𝑪 =
(𝟎,𝟏𝟏𝟐𝒎𝒐𝒍/𝑳)2
(𝟎,𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳) . (𝟎,𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳)3
𝑲𝑪 = 0,33
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻
𝟐−𝟒
𝑲𝑷 =
𝑲𝑪
(𝑹𝑻)𝟐
𝑲𝑷 =
𝟎,𝟑𝟑𝒎𝒐𝒍/𝑳
(𝟎,𝟎𝟖𝟐
𝒂𝒕𝒎.𝑳
𝑲.𝒎𝒐𝒍
.𝟕𝟕𝟑𝑲)𝟐
𝑲𝑷 =8,21 . 10 - 5

28
RELACIÓN ENTRE CONSTANTES DE EQUILIBRIO
Cuando se invierte una ecuación, se invierte el valor de KC:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 𝑲𝑪 =
[𝑵𝑯𝟑]2
[𝑵𝟐] . [𝑯𝟐]3
𝑲𝑪 = 0,33 A 500 ºC
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) 𝑲𝑪 =
[𝑵𝟐] . [𝑯𝟐]3
[𝑵𝑯𝟑]2 𝑲𝑪 =
𝟏
𝑲𝑪
𝑲𝑪 =
𝟏
𝟎,𝟑𝟑
Si una ecuación se multiplica por un número, la nueva constante de equilibrio es igual a la
constante inicial elevada a ese número:
1
𝟏
𝟐 N2 (g) + 𝟑
𝟐 H2 (g) NH3 (g) 𝑲𝑪 =
[𝑵𝑯𝟑]
[𝑵𝟐]
𝟏
𝟐.[𝑵𝟐]
𝟑
𝟐
𝑲𝑪 = (𝑲𝑪)𝒏 𝑲𝑪 = (𝟎, 𝟑𝟑)
𝟏
𝟐

2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
29
RELACIÓN ENTRE CONSTANTES DE EQUILIBRIO
Cuando dos reacciones se suman (o se restan), sus constantes de equilibrio se
multiplican(o dividen) para obtener la Keq de la reacción global resultante:
N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)
2
1
𝑲𝟏 =
𝑵𝑶 𝟐
𝑵𝟐 . 𝑶𝟐
𝑲𝟐 =
𝑵𝑶𝟐
𝟐
𝑵𝑶 𝟐. 𝑶𝟐
N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g)
3
𝑲𝟑 = 𝑲𝟏 . 𝑲𝟐 𝑲𝟑 =
𝑵𝑶 𝟐
𝑵𝟐 . 𝑶𝟐
.
𝑵𝑶𝟐
𝟐
𝑵𝑶 𝟐. 𝑶𝟐
𝑲𝟑 =
𝑵𝑶𝟐
𝟐
𝑵𝟐 . 𝑶𝟐
𝟐

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
0,5
tiempo
0
concentración
30
RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS
Se coloca una mezcla de 0,500 mol de H2 y 0,500 mol de I2, en un recipiente de acero de 1,0 L de capacidad a 430ºC.
Calcula las [H2], [I2] y [HI] en el equilibrio. La Keq a esa temperatura es de 54,3.
[I2] = [H2]
[HI]
BALANCE
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
INICIAL 0,5 mol/L 0,5 mol/L 0 mol/L
EQUILIBRIO (0,5 – x) mol/L (0,5 – x) mol/L 2x mol/L
FRACCIÓN DISOCIADA
𝑲𝑪 =
[𝑯𝑰]2
[𝑰𝟐] . [𝑯𝟐]
𝑲𝑪 =
(2x)𝟐
(0,5− x). (0,5− x) 𝟓𝟒, 𝟑=
(2x)𝟐
(0,5− x)𝟐 𝟓𝟒, 𝟑=
2x
0,5− x
𝟐
𝟓𝟒, 𝟑=
2x
(0,5− x)
𝟕, 𝟑𝟕. 𝟎, 𝟓 − 𝐱 = 𝟐𝐱 x= 0,39
[I2] = [H2]
EN EL EQUILIBRIO
(0,5 -0,39)= 0,11 M
[HI]= 2x (2 . 0,39)= 0,78 M
https://www.geogebra.org/m/YgmM7UZf

31
https://www.geogebra.org/m/YgmM7UZf

25
GRADO
DE DISOCIACIÓN α=
nº de moles disociados o consumidos
nº de moles iniciales
[I2] INICIAL = [H2]INICIAL
REACTIVOS
x= 0,39
[I2]= 0,5 M
α=
0,39
0,50 α= 0,78
GRADO
DE DISOCIACIÓN
%
ES EL GRADO DE
DISOCIACIÓN EXPRESADO
ENTANTO %
α% = 0,78 . 100 α%= 78

26
En un matraz de 5 litros se introducen 2 mol de PCl5 y se establece el siguiente
equilibrio a 250 ºC:
PCl5 (g) PCl3(g) + Cl2 (g) KC = 0,042
Calcular:
a) Las [ ] de cada sustancia en el equilibrio, b) el grado de disociación del PCl5, c) el valor
de KP
https://youtu.be/3https://youtu.be/3qFqeoitlxgqFqeoitlxg

34
LE
CHÂTELIER
1888
PRINCIPIO
DE
LE CHÂTELIER
Este principio establece que: “cuando se modifican las
condiciones externas que rigen un sistema físico-químico
en equilibrio, el sistema se desplazará de manera de
contrarrestar dicha perturbación”.
EFECTOS EXTERNOS SOBRE LOS EQUILIBRIOS
EQUILIBRIO
QUÍMICO
PRESIÓN
CONCENTRACIÓN
TEMPERATURA
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

35
Si a un sistema en equilibrio le añadimos más
cantidad de alguna de las especies presentes,
éste se desplazará en el sentido de disminuir
la concentración de dicha especie.
CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
AUMENTO

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
36
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
CAMBIO Desplazamiento del Equilibrio
Aumenta la concentración de producto(s) Izquierda (REACTIVOS)
Decrece la concentración de producto(s) derecha (PRODUCTOS)
Decrece la concentración de reactante(s)
Aumenta la concentración de reactante(s) derecha (PRODUCTOS)
Izquierda (REACTIVOS)
AUMENTO
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
DISMINUYE
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
AUMENTO DISMINUYE

37
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

38
SISTEMA EN
EQUILIBRIO
AUMENTAMOS LA
[NO2] EN 1,8 MOL/L

39
Al introducir
Cl2, aumentar
el ncl2 y la P
total del
sistema

40
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

41
CAMBIOS EN LA PRESIÓN/ VOLUMEN
Cuando en un equilibrio en el que intervienen gases
se modifica la presión, éste se desplazará en el
sentido en que tienda a disminuirla. Por tanto, para
predecir el sentido del desplazamiento deberemos
tener en cuenta la variación en los moles que
reactivos y productos (gases) sufrirían para que
disminuyese la presión.
AUMENTO DE
PRESIÓN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

42
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
AUMENTO DE PRESIÓN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
DISMINUCIÓN DE PRESIÓN
Aumenta la presión Hacia el lado con menor número de moles gaseosos
Disminuye la presión Hacia el lado con mayor número de moles gaseosos
Disminuye el volumen
Aumenta el volumen Hacia el lado con mayor número de moles gaseosos
Hacia el lado con menor número de moles gaseosos
CAMBIO DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO
RECORDEMOS
LEY DE BOYLE
A PRESIÓN ELVOLUMEN
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
NO AFECTA ESTE
EQUILIBRIO

43
1- SI EN EL EQUILIBRIO NO HAY VARIACIÓN DEL NÚMERO DE
MOLES GASEOSOS Δn=0, EL EQUILIBRIO NO SE VE AFECTADO
POR LOS CAMBIOS DE PRESIÓN.
2- LOS CAMBIOS DE PRESIÓN NO AFECTAN A SÓLIDOS O
LÍQUIDOS YA QUE SON PRÁCTICAMENTE INCOMPRESIBLES,
ESTÉN PRESENTES EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS O EN LOS
SISTEMAS HETEROGÉNEOS.
3- ADICIÓN DE UN GAS INERTE (a T y V ctes) ,NO AFECTA EL
EQUILIBRIO

44
CAMBIOS EN LA PRESIÓN
En el equilibrio:
𝑃𝐻2
= 2,319 𝑎𝑡𝑚
𝑃𝑁2
= 0,773 𝑎𝑡𝑚
𝑃𝑁𝐻3
= 0,454 𝑎𝑡𝑚
1 atm
Balance
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Equilibrio 0,773 𝑎𝑡𝑚 2,319 𝑎𝑡𝑚 0,454 𝑎𝑡𝑚
Inicial 0,773 𝑎𝑡𝑚 3,319 𝑎𝑡𝑚 0,454 𝑎𝑡𝑚
Nuevo Eq (0,773 − x) (3,319- 3x) (0,454 + 2x) 𝑎𝑡𝑚
𝑲𝑷 =
(𝟎,𝟒𝟓𝟒 𝒂𝒕𝒎+𝟐𝒙)2
(𝟎,𝟕𝟕𝟑−𝒙) . (𝟑,𝟑𝟏𝟗−𝟑𝒙)3
𝑲𝑷 =
𝑷𝑵𝑯𝟑
𝟐
𝑷𝑵𝟐
. 𝑷𝑯𝟐
𝟑
1 2
1
2
3
3
En este caso….
¡¡¡consideramos el
Volumen constante!!

45
CAMBIOS EN LA TEMPERATURA
N2O4 (g) 2 NO2 (g) ΔHº= (+)
PROCESO ENDOTÉRMICO
DISMINUYE T
[N2O4]
AUMENTA T
[NO2]
ALVARIAR LA
TEMPERATURA
DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO
CAMBIO EN ELVALOR DE LA Keq
2 NO2 (g) N2O4 (g) ΔHº= (-)
PROCESO EXOTÉRMICO
A <T

46
PROCESO EXOTÉRMICO
DISMINUYE T
[N2O4]
AUMENTA T
[NO2]
2 NO2 (g) N2O4 (g) ΔHº= (-)
A <T

47
[Co(H2O)6] 2+
(ac) + 4 Cl –
(ac) [CoCl4]2-
(ac) + 6 H2O (l) ΔHº= (+)
[Co(H2O)6] 2+ [CoCl4]2-
A >T
EQUILIBRIO
A <T
CAMBIO Reacción exotérmica
ΔHº= (-)
Aumenta la temperatura K decrece
K aumenta
Reacción endotérmica
ΔHº= (+)
Disminuye la temperatura K aumenta
K decrece

ADICIÓN DE UN CATALIZADOR
48
1- NO CAMBIA ELVALOR DE K
2- NO DESPLAZA A UN SISTEMA
EN EQ.
3- EL SISTEMA ALCANZARÁ MÁS
RÁPIDO EL EQUILIBRIO (INFLUYE
EN LA 𝒗reacción )

49
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
ADICIÓN DE UN CATALIZADOR

50
RELACIÓN ENTRE ENERGÍA LIBRE DE GIBBS Y Keq
ΔG
ENERGIA LIBRE
DE GIBBS
LA CONDICIONTERMODINAMICA DE
ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO
EN UN SISTEMA A PYT CTES
ΔG = ΔGº + RT ln Q COCIENTE DE REACCIÓN
VARIACIÓN DE LA E LIBRE
EN COND STANDARD
SENTIDO DE
DESPLAZAMIENTO
AVANCE DE LA REACCION Q
ENERGIA
LIBRE
ΔG
AVANCE DE LA REACCION Q
ENERGIA
LIBRE
ΔG
PRODUCTOS REACTIVOS

51
ΔG = ΔGº + RT ln Q
EN EL EQUILIBRIO
ΔG= 0
ΔGº =- RT ln Keq K =𝒆
−∆𝑮°
𝑹𝑻
G°  0  K > 1 en el equilibrio se favorecen los productos
G°  0  K < 1 en el equilibrio se favorecen los reactivos
G° = 0  K=1 el sistema está en equilibrio

52
ΔG = ΔGº + RT ln Q
ΔG = RT ln(Q/ K)
Q < Kc  G  0
Q > Kc G  0
Q = Kc  G = 0
La relación entre Q y K nos indica en qué sentido se desplaza un equilibrio
ΔG =- RT ln Keq + RT ln Q

Dra María Victoria Castillo - 2021
53
BIBLIOGRAFÍA
 QUÍMICA. R Chang, K. Goldsby 2013 11 Edición Ed Mc Graw Hill
 QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Brown,T LeMay H Bursten, B Murphy, C 2009
11 Edición Ed Prentice Hall
 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL. Brandán, S.A. et al. Ediciones:2011-
2012-2013-2014-2015-2016-2017-2018-2019

54
CO (g) + 3 H2 (g) CH4 (g) + H2O (g)
ES DINÁMICO
[R] Y [P] CONSTANTES EN EL EQUILIBRIO

55
SISTEMA CERRADO

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