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Conferencia
Química General
Tema: Equilibrio Químico
Condición cinética del equilibrio químico
H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g)
d directa dinv ersa

dt
dt
La extensión en el equilibrio no
cambia
Se llega a un estado de equilibrio
dinámico (ambas reacciones
continúan ocurriendo)
Las concentraciones de las tres sustancias permanecen
invariables en el tiempo, mientras no sean alteradas las
condiciones anteriores
Condición termodinámica del equilibrio
químico
Es un estado al cual tienden los sistemas espontáneamente.
Sus propiedades y naturaleza son las mismas, cualquiera que
sea el sentido desde el cual se alcance.
Un estado de equilibrio dado se caracteriza por una constante
cuyo valor solo depende de la temperatura.
El sistema en equilibrio representa un compromiso entre dos
tendencias: la de alcanzar el estado de energía libre mínima y
el de entropía máxima y se cumple que la variación de energía
libre del sistema es cero, G = 0
Condición termodinámica del equilibrio
químico
G0
0
Reacción espontánea
G0 0
Reacción no espontánea
Ecuación de Equilibrio
H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g)
vd = vi
Condición cinética del equilibrio químico
k d c(H 2 ) c(I 2 )  k i c 2 (HI)
reordenando
kd
ki
=
c 2 (HI)
c(H 2 )c(I 2 )
c 2 (HI)
Kc 
c(H 2 )c(I 2 )

Kc Expresión de acción
de masas
K c   c x (X)
Ecuación de Equilibrio

K c   c x (X)
Kp   p
X
(X)
Constante de equilibrio en función
de las concentraciones
Constante de equilibrio en función
de las presiones parciales
Constantes de equilibrio referidas al estado
estándar
Kc0 = Kc /(c0(x))x
c0(x)= 1 mol/L
Kp0 = Kp /(p0)x
p0= 100 kPa
Relación entre las distintas ecuaciones de
equilibrio
p X .V  n(X) . R . T
Ecuación de Estado del Gas Ideal
p X  c(X) . R . T
Kp   p
X
(X)
constante de equilibrio en función de las
presiones
K p   c(X) . R . T  X
K p  K c . (R . T)  X
0  X
K  K . (c ( x) . (R . T/p )
0
p
0
c
0
Extensión de reacción y constante de
equilibrio
• Mayor Keq
Mayor ξ en el equilibrio
• Keq > 1 (proceso espontáneo)
• Keq < 1 (proceso no espontáneo)
Cálculo de la constante de equilibrio a partir
de la isoterma de reacción
ΔG  ΔG r  2,303 R T log Q
0
Isoterma de reacción
En el equilibrio:
ΔG  0
y
Q  K 0eq
Gr   2,303 RT log K
0
0
eq
K 0eq  K 0p
Gr0 0
Kp0 1 reacción espontánea
Gr0 0
Kp0 1 reacción no espontánea
Grado de conversión
El grado de conversión o transformación (), es la
relación entre la extensión de equilibrio y extensión
máxima.
α
ξ eq
ξ máx
Ejemplo
¿Qué masa de yoduro de hidrógeno puede obtenerse cuando
se introducen en un recipiente adecuado de un litro de
capacidad 254,0 g de diyodo y 2,1 g de dihidrógeno, si la
Kc0=45,7 ?
y
Cuadro estequiométrico
H2 (g) +
n0
n
neq
Ceq
I2 (g)
1,05 mol 1,00 mol
-eq
-eq
1,05-eq
1,00-eq
1,05-eq/1 1,00-eq/1
0 2
(c(HI)/c
)
0
Kc =
(c(H 2 )/c 0 ) . (c(I 2 )/c 0 )
= 2 HI (g)
0 mol
2 eq
2 eq
2 eq/1
45,7 
no(x)
n=  eq
n(x)eq= n0(x)+ eq
c(x)eq= n(x)eq/V
(2ξ eq ) 2
(1,05  ξ) . (1,00  ξ)
2
41,7 . ξ eq  93,685 . ξ eq  47,48  0
ξ eq1  0,79 mol
ξ eq2  1,46 mol
Carece de sentido químico
Ejemplo
0,79 mol
= 1,58 mol
c(HI) = 2 .
1 L
n(HI) = 1,58. 1 mol.L-1.L
n(HI) = 1,58 mol
m(HI) = 1,58 mol . 128,0 mol.g.mol-1
m(HI) = 202,24 g.
0,79 mol
α
1,00 mol
  0,79
Tanto por ciento de conversión = .100 =
0,79 . 100 = 79%
Factores que modifican el equilibrio químico
El principio de equilibrio móvil de Le Chatelier-Braun afirma
que, si una acción determinada modifica las condiciones
existentes en cualquier sistema en equilibrio, el sistema
evolucionará en el sentido que tienda a eliminar la causa que
ha producido la alteración.
Concentración de las diferentes sustancias
Presión
Temperatura
Concentración de las diferentes sustancias
Al aumentar o disminuir la concentración de una de las sustancias
presentes en el equilibrio químico, aumenta o disminuye la
velocidad de la reacción en la cual toma parte y, según el Principio
de Le Chatelier-Braun, el sistema reducirá la velocidad que haya
aumentado o aumentará la velocidad que se haya reducido.
E
E'
2
”
v
v'd
v'd =v'i
vd
vd =vi
v'i
vi
t
Aumentar la concentración de un
reaccionante
Cuando se alcance un nuevo
estado de equilibrio, las
concentraciones de cada
especie presente en este, son
distintas de las del estado
inicial de equilibrio, pero el
valor de la constante de
equilibrio no se ha alterado
Presión
El Principio de Le Chatelier-Braun permite predecir que, si se
aumenta la presión, el sistema evoluciona de forma que se
favorezca la formación de menor número de moléculas de
sustancias al estado gaseoso. Si la reacción tiene lugar sin
variación en el número de moléculas gaseosas, una alteración de la
presión no afectará el equilibrio del sistema.
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
Un aumento de la presión (reducción del volumen) favorece la
formación de amoníaco, ya que el equilibrio se desplaza hacia la
formación de menor número de moléculas al estado gaseoso
según el principio de Le Chatelier- Braun.
Temperatura
La energía de activación de la reacción endotérmica es mayor que
la de la reacción exotérmica y por ello, cuando se varía la
temperatura de una reacción química en estado de equilibrio, se
afecta más la constante de velocidad específica de la reacción
endotérmica y por tanto su velocidad, por lo que si se aumenta la
temperatura el equilibrio evoluciona en el sentido de la reacción
que absorbe calor.
Ead: Energía de activación
de la reacción directa.
Ep
Ead
Eai
ΔHd > 0
Eai: Energía de activación
de la reacción inversa
Productos
k
Kc  d
ki
Reaccionantes
Coordenada de reacción
su valor se
afecta con
variaciones de
temperatura