Equilibrio quimico. 2024....................................

Equilibrio quimico. 2024...............................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................

1. QUÍMICA INORGÁNICA CICLO II 2024 - 2025 EQILIBRIO QUIMICO

2. EQUILIBRIO QUÍMICO Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO Cuando reacciones opuestas avanzan a velocidades iguales, es decir, la velocidad de formación de productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad de formación de reactivos a partir de productos (Brown, LeMay , Bursten , & Burdge , 2004)

3. 2 Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO rincones.educarex.es A medida que la reacción avanza se van formando productos. Cada vez hay menos reactivos y disminuye la velocidad de reacción. Una vez que los productos se han formado empiezan a reaccionar para volver a dar reactivos A + B -------- C + D https://youtu.be/6sJbNRSCoMA?si=q0kUR46w-iW3hXUn

4. Reacciones reversibles Es aquella que puede llevarse a cabo en uno u otro sentido . Reacción directa A ------  B Reacción inversa A -----B En una sola A ===B

5. Reacción: H 2 + I 2 ==== 2 HI 6

6. Variación de la concentración con el tiempo (H 2 + I 2 ⇋ 2 HI) 7 Equilibrio químico Concentraciones (mol/l) Tiempo (s) [HI] [I 2 ] [H 2 ]

7. Equlibrio químico se alcanza cuando : las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes Equilibrio físico H 2 O ( l ) H 2 O ( g ) Equilibrio químico N 2 O 4 ( g ) 2NO 2 ( g ) https://www.youtube.com/watch?v=Y-9lBCD3IZ8

8. La constante de equilibrio

9. Constante de equilibrio Keq, Kc o Kp 10 En una reacción cualquiera , el valor de Keq = Kc = Kp a A + b B === c C + d D Reactivos Productos para concentraciones en el equilibrio Kp = Solo para gases Kc=Solo para soluciones expresadas como Molaridad en las soluciones a ,b,c,d son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y productos  

10. Constante de equilibrio Keq, Kc o Kp 11 Esta expresión pone de manifiesto que, en toda reacción reversible que transcurra en una sola etapa y en fase homogénea, una vez alcanzado el equilibrio, el cociente entre el producto de las concentraciones de los productos de la reacción y el producto de las concentraciones de los reactivos y que el valor de Kc solo depende de la temperatura  

11. 9 En una reacción cualquiera: a A + b B ⇄ c C + d D la constante K c tomará el valor: [ C ] c  [ D ] d K c  [ A ] a  [ B ] b Para concentraciones en el equilibrio La constante K c cambia con la temperatura ¡ATENCIÓN!: Solo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio .

12. Ej. Se tiene en el equilibrio: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) == 2 SO 3 (g). Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO 2 y O 2 ). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos observándose los siguientes datos:

13. En la reacción anterior: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) = 2 SO 3 (g) K C se obtiene aplicando la expresión: y como se ve, Kc es prácticamente constante. Concentr . iniciales ( mol /l) Concentr . equilibrio ( mol /l) [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] K c Exp 1 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 279,2 Exp 2 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 280,1 Exp 3 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 280,0 Exp 4 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 280,5 Exp 5 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363 280,6

14. La constante de equilibrio

15. Ejercicio 1. Escribir las expresiones de Kc para los equilibrios químicos siguientes 17 a.- 2O 3 (g) ⇋ 3O 2 (g) b.- 2NO (g) + Cl2 ⇋ 2NOCl (g) c.- CH3COOH( ac ) 1 H2O( l )  CH3COO 2 ( ac ) 1 H3O 1 ( ac )

16. Resultados ejercicio 1 a. b. c. K c = [CH3COO 2 ][H3O+] [CH3COOH]  

17. Observe que en general en la expresión de la constante de equilibrio no se incluyen unidades. En termodinámica, K se define en términos de actividades en vez de concentraciones. Para un sistema ideal , la actividad de una sustancia es la proporción de su concentración (o presión parcial) en relación con un valor estándar, el cual es 1 M (o 1 atm). Este procedimiento elimina todas las unidades pero no modifi ca la magnitud de la concentración o la presión. En consecuencia, K no tiene unidades .

18. Magnitud de K c y K p . 20 El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante grandes: H 2 (g) + Cl 2 (g) == 2 HCl (g) K c (298 K) = 2,5 ·10 33 La reacción está muy desplazada a la derecha. H 2 (g) + I 2 (g) == 2 HI(g) K c (698 K) = 55,0 Se trata de un verdadero equilibrio . N 2 (g) + O 2 (g) = 2 NO (g) K c (298 K) = 5,3 ·10 –31 La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.

19. Sentido de Ec química y Keq  

20. APLICABILIDAD . La reacción entre N2 y O2 que forma NO podría considerarse como un medio para “fijar” nitrógeno. N 2(g ) + O 2(g ) ↔ 2 NO (g) El valor de la constante de equilibrio de esta reacción a 25oC es Keq = 1 *10 -30 . Describa la factibilidad de usar esta reacción para fijar nitrógeno. Análisis y Solución . .  

21. . La reacción entre N2 y O2 que forma NO podría considerarse como un medio para “fijar” nitrógeno. N 2(g ) + O 2(g ) ↔ 2 NO (g) El valor de la constante de equilibrio de esta reacción a 25oC es Keq = 1 *10 -30 . Describa la factibilidad de usar esta reacción para fijar nitrógeno. Análisis y Solución . : Por ser tan pequeña Keq, se formará muy poco NO a 25oC. El equilibrio está desplazado a la izquierda, en favor de los reactivos. En consecuencia, esta reacción es una opción muy pobre para fijar nitrógeno, al menos a 25oC.  

22. Equilibrio heterogéneo Participan substancias en diferentes fases Se incluye la concentración de los gases y soluciones. En resumen: 1.- Las presiones parciales de los gases se sustituyen en la expresión de la constante de equilibrio. 2.- Las concentraciones molares de las especies disueltas se sustituyen en la expresión de la constante de equilibrio. 3.- Los sólidos puros, los líquidos puros y los disolventes no se incluyen en la expresión de la ctte de equilibrio (Keq).

23. La concentración de sólidos y líquidos puros no son incluidos en la expresión para la constante de equilibrio. El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los reactivos y productos están en diferentes fases . CaCO 3 (s) ⇄ CaO (s) + CO 2 (g) K c ‘ = [CaO][CO 2 ] 3 [CaCO ] [CaCO 3 ] = constante [CaO] = constante K c = [CO 2 ] = K c ‘ x [CaCO 3 ] [C aO] K p = P CO 2

24. Ej . CaCO3(s) <=======> CaO (s) + CO2(g) La ctte de equilibrio Keq es: K eq = P CO2 Ej . Aplicando la guía a un equilibrio en el que el agua interviene como disolvente.   H2O (l) + CO 3 2- (ac) <- ====  OH - (ac) + HCO 3 - (ac)   La ctte de equilibrio se tiene:  

25. Ejercicios

26. Ej . Se permite que una mezcla de H y N en un recipiente de reacción alcance el equilibrio a 472oC. Se analiza la mezcla de gases en equilibrio y se encuentra que contiene 7.38atm de H2, 2.46 atm de N2 y 0.166 atm de NH3. A partir de estos datos calcule la constante de equilibrio Keq de: N 2(g) + 3H 2(g) <==> 2NH 3(g) Keq o Kp = (P NH3 ) 2 P N2 (P H2 ) 3   Kp = 2.79 x 10 -5

27. Ej. Se disuelve suficiente amoníaco en 5 litros de agua a 25oC para preparar una disolución de amoníaco de 0,0124 M. Después se permite que la disolución alcance el equilibrio. El análisis de la mezcla de equilibrio muestra que la concentración de OH es 4,64 *10 exp -4M. <calcule la Keq a 25oC de la reacción . NH 3 ( ac ) + H 2 O(l)  NH 4 + ( ac ) + OH - ( ac ) Inicial 0,0124 M 0M 0 M Equilibrio proceso) 0,0124 M - 4,64 *10 exp -4M 4,64 *10 exp -4M 4,64 *10 exp -4M Equilibrio 0,0119 M 4,64 *10 exp -4M 4,64 *10 exp -4M NH 4  [OH] 4,64*10exp-4) 2 M 2 K c = ————— = ——————— = 1,81 · 10 –5 N H 3  0,0119

28. Ej. El trióxido de s (SO3) se descompone en un recipiente cerrado: 2 SO3 (g) = 2 SO2(g) + O2(g) El recipiente se carga inicialmente a 1000oK con SO3(g) a una presión parcial de 0,5 atm. En el equilibrio la presión es de 0,2 atm. Calcular el valor de Keq a 1000 oK .

29. Ej. El trióxido de S (SO3) se descompone en un recipiente cerrado: 2 SO3 (g) = 2 SO2(g) + O2(g) El recipiente se carga inicialmente a 1000oK con SO3(g) a una presión parcial de 0,5 atm. En el equilibrio la presión es de 0,2 atm. Calcular el valor de Keq a 1000 oK Inicial 0,500 atm Cambio - 0,3 + 0,3 + 0,3 Equilibrio 0,2 0,3 0,15 2 SO3 (g) = 2 SO2(g) + O2(g ) SO2² [O2] [0,3]²[0,15] K c = ————— = ——————— = 0,3375 SO3 ² [0,2]²

30. Ej. En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N 2 (g) y 12  moles de H 2 (g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH 3 (g), determinar las concentraciones de N 2 e H 2 en el equilibrio y la constante K c. a) Equilibrio: N 2 (g) + 3 H 2 (g)  2 NH 3 (g) Moles inic .: 4 12 0 Moles equil . 4 – 0,46 12 – 1,38 0,92 b) 3,54 10,62 0,92 conc . eq (mol/l) 0,354 1,062 0,092 NH 3  2 0,092 2 M 2 K c = ————— = ——————— = 1,996 · 10 – 2 M –2  H 2  3 · N 2  1,062 3 · 0,354 M 4

31. Ej.En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl 5 , estableciéndose el equilibrio: PCl 5 (g)  PCl 3 (g) + Cl 2 (g) . Sabiendo que la K C a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio. . 34 Equilibrio: PCl 5 (g)  PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic .: 3/208,2 0 0 Moles equil . 0,0144 – x x x Moles equil . 0,0014 0,013 0,013

32. Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5 (g) y 1 mol de de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5 (g) ⇄ PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K c (250 ºC ) = 0,042; ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación ?

33.  PCl 5  = (2– 0,28)/5 = 0,342 mol/l  P C l 3  = ( 1 + , 2 8 ) / 5 = 0,25 6 mo l/l  Cl 2  = 0,28 /5 = 0,056 mol/l b) Si de 2 moles de PCl 5 se disocian 0,28 moles en PCl 3 y Cl 2 , de cada mol de PCl 5 se disociarán ,1 4. P o r tant o , α = , 1 4 , l o qu e v i ene a d e cir que el PCl 5 se ha disociado en un 14 %.

34. Constante de equilibrio (K p ) 37 En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones: a A + b B = c C + d D y se observa la constancia de K p viene definida por:

35. Constante de equilibrio (K p ) 38 En la reacción vista anteriormente: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) == 2 SO 3 (g) p(SO 3 ) 2 K p = ——————— p( SO 2 ) 2 · p( O 2 ) De la ecuación general de los gases: p ·V = n ·R·T se obtiene: n p =  ·R ·T = M · R · T V  SO 3  2 (RT) 2 K p = —————————— = K c · (RT) –1  SO 2  2 (RT) 2 ·  O 2  (RT)

36. Constante de equilibrio (K p ) (continuación) 39 K P puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases p c c · p D d  C  c (RT) c ·  D  d (RT) d K p = ———— = —————————— = p A a · p B b  A  a (RT) a ·  B  b (RT) b en donde n = incremento en nº de moles de gases ( n productos – n reactivos )

37. Calcular la constante K p a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (K C = 1,996 ·10 –2 M –2 ) 40 N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) n = n productos – n reactivos = 2 – (1 + 3) = –2 K P = K c · (RT) n = L 2 atm·L –2 1,996 ·10 –2 —— · 0,082 ——— · 1000K = mol 2 · mol · K K p = 2,97 · 10 –6 atm –2

38. Ejercicio: La constante de equilibrio de la reacción: N 2 O 4 = 2 NO 2 vale 0,671 a 45ºC . Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N 2 O 4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura. Datos: R = 0,082 atm·l·mol -1 ·K -1 . 41 De la ecuación de los gases podemos deducir: p 10 atm · mol ·K [N 2 O 4 ] inic . = ——— = ————————— = 0, 38 M R · T 0,082 atm·L · 318 K Equilibrio: N 2 O 4 = 2 NO 2 conc . Inic . (M) 0,38 0 conc . Equil . (M) 0,38 – x 2x NO 2  2 4x 2 K c = ——— = ———— = 0,671  x = 0,18 N 2 O 4  0,38 – x

39. Sigue…..Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N 2 O 4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura. Datos: R = 0,082 atm·l·mol -1 ·K -1 . 42 Equilibrio: N 2 O 4 = 2 NO 2 conc . Inic . (M) 0,38 0 conc . Equil . (M) 0,20 0,36 p TOTAL = ( N 2 O 4  eq + NO 2  eq )·R·T = 0,082 atm·L (0,20 M + 0,36 M) · ————— · 318 K = 14,6 atm mol ·K

40. Cociente de reacción (Q) 43 En una reacción cualquiera: a A + b B == c C + d D se llama cociente de reacción a: Tiene la misma fórmula que la K c pero a diferencia que las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.

41. Cociente de reacción (Q) (cont) 44 Si Q = K c Las concentraciones iniciales son las concentraciones de equilibrio. El sistema está en equilibrio Si Q < K c . La relación entre las concentraciones iniciales de productos y reactivos es muy pequeña. Para alcanzar el equilibrio, los reactivos deben convertirse en productos, y el sistema va de izquierda a derecha (los reactivos se consumen para formar productos Si Q > K c La relación entre las concentraciones iniciales de productos y reactivos es muy grande. Para alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos, de modo que el sistema va de derecha a izquierda (los productos se consumen y se forman los reactivos) para alcanzar el equilibrio.

42. Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H 2 y 0,3 moles de I 2 a 490ºC. Si K c = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) = H 2 (g) + I 2 (g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio? 45 a) [H 2 ] · [I 2 ] 0,3/3 · 0,3/3 Q = —————— = —————— = 0,25 [HI] 2 (0,6/3) 2 Como Q > K c el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda.

43. Ejemplo ( cont ): En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H 2 y 0,3 moles de I 2 a 490ºC. Si K c = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g)  H 2 (g) + I 2 (g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio? 46 b) Equilibrio: 2 HI(g) = I 2 (g) + H 2 (g) Moles inic .: 0,6 0,3 0,3 Moles equil . 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x conc . eq (mol/l) ———— ———— ———— 3 3 3

44. Ejemplo ( cont ): b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio? 47 0,3 – x 0,3 – x ——— · ——— 3 3 K c = ————————— = 0,022 0,6 + 2 x 2 ———— 3 Resolviendo se obtiene que: x= 0,163 moles Equil : 2 HI(g)  I 2 (g) + H 2 (g) Mol eq : 0,6+2· 0,163 0,3– 0,163 0,3– 0,163 n(HI) = 0,93 mol n(I 2 ) = 0,14 mol n(H 2 ) = 0,14 mol

45. Resumen de las reglas para escribir las expresiones de las constantes de equilibrio 1. Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en mol/L; en la fase gaseosa las concentraciones se pueden expresar en mol/L o en atm. K c se relaciona con K P mediante una ecuación simple [ecuación (14.5)]. 2. Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen en las expresiones de la constante de equilibrio. 3. La constante de equilibrio ( K c o K P ) es una cantidad adimensional. 4. Al señalar un valor para la constante de equilibrio, necesitamos especifi car la ecuación balanceada y la temperatura. 5. Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

46. RESUMEN EVALUACIÓN Equilibrio químico

47. FACTORES QUE ALTERAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO El eq representan una balance entre las reacciones directa e inversa . Los cambios en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para que se forme mayor o menor cantidad de producto deseado . Cuando se dice que la posicón de equilibrio se desplaza a la derecha , significa que la reacción neta ahora va de izquierda a derecha . Las variables que se pueden controlar en forma experimental son: [], presión , volumen y temperatura .

48. Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. 51 Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio. Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido. Lógicamente, la constante del nuevo equilibrio es la misma , por lo que si aumenta [ reactivos], Q  y la manera de volver a igualarse a K C sería que [ reactivos]  (en cantidades estequiométricas ) y, en consecuencia, que [productos]  .

49. Ejemplo: En el equilibrio anterior: PCl 5 (g)  PCl 3 (g) + Cl 2 (g) ya sabemos que partiendo de 2 moles de PCl 5 (g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl 5 , 0,55 moles de PCl 3 y 0,55 moles de Cl 2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl 2 al matraz? (K c = 0,042) 52 Equilibrio: PCl 5 (g)  PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic .: 1,45 0,55 1,55 Moles equil . 1,45 + x 0,55 – x 1,55– x 1,45 + x 0,55 – x 1,55– x conc . eq (mol/l) ———— ———— ———— 5 5 5

50. 53 0,55 – x 1,55– x ———— · ——— 5 5 K c = ————————— = 0,042 1,45 + x ———— 5 Resolviendo: x = 0,268 Equilibrio: PCl 5 (g) = PCl 3 (g) + Cl 2 (g) n eq (mol) 1,45+ 0,268 0,55– 0,268 1,55– 0,268 1,718 0,282 1,282 conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564 El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar como: 0,0564 M · 0,2564 M ————————— = 0,042 0,3436 M

51. Cambio en la presión (o volumen) 54 Los cambios en la presión en un equilibrio químico, sólo afectarán las reacciones en equilibrio en fase gaseosa, y donde el número de moles de los reactivos sea diferente del número de moles de los productos. Suponga que el sistema en equilibrio N2O4  2 NO2 está dentro de una jeringa Que pasaría si se aumenta la presión de los gases? La [NO2] está elevada al cuadrado en la expresión de Keq , el incremento de la presión aumenta el numerador más que el denominador. El sistema ya no está en equilibrio Por tanto, Qc > Kc y la reacción se desplazará hacia la izquierda hasta que Qc = Kc. Una disminución en la presión (aumento de volumen)hará que Qc <K y la reación neta se desplazará hacia la derecha hasta que Qc = Kc. Un incremento de la presión provoca un desplazamiento hacia el menor número de moles La adición de un gas inerte no altera el equilibrio.

52. Cambio en la presión (o volumen) (continuación) 55 Este desplazamiento del equilibrio hacia donde menos moles haya al aumentar la presión es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan gases . Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si el número de moles total de reactivos es igual al de productos ( a+b = c+d ) se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de K c , con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión).

53. Ejemplo: Una mezcla gaseosa constituida inicial-mente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio K c y K p ; b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC. 56 a) Equilibrio: H 2 (g) + I 2 (g) == 2 HI (g) Moles inic .: 3,5 2,5 0 Cambio : -2,25 -2,25 + (4,5) Moles equil . 1,25 0,25 4,5 conc . eq (mol/l) 0,125 0,025 0,45 HI 2 0,45 2 M 2 K c = ———— = ————————— = 64,8  H 2  · I 2  0,125 M · 0,025 M K P = K c · (RT) = 64,8

54. Ejemplo ( cont ) : b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC. 57 b) En este caso el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de moles de reactivos y productos , se eliminan todas las “V” en la expresión de K C . Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican:  H 2  = 1,25 mol/5 L = 0,250 M  I 2  = 0,25 mol/5 L = 0, 050 M HI = 4,5 mol/ 5 L = 0,90 M Se puede comprobar que: HI 2 (0,90 M) 2 K c = ———— = ———————— = 64,8  H 2  · I 2  0,250 M · 0,050 M

55. Cambio en la temperatura. 58 Se observa que, al aumentar T 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 T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).

56. Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a)  disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H 2 O(g) + C(s)  CO(g) + H 2 (g) ( H > 0) 59 Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la K c por ser constantes. CO · H 2  K c = —————— H 2 O a) Al p  el equilibrio  (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H 2 frente a 1 sólo de H 2 O) b) Al T el equilibrio también se desplaza hacia  donde se consume calor por ser la reacción endotérmica.

57. Principio de Le Chatelier 60 “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.

58. Variaciones en el equilibrio 61  [reactivos] > 0   [reactivos] < 0   [productos] > 0   [productos] < 0   T > 0 (exotérmicas)   T > 0 (endotérmicas)   T < 0 (exotérmicas)   T < 0 (endotérmicas)   p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases  p < 0 Hacia donde más nº moles de gases

59. EJERCICIOS 1.- Las concentraciones de equilibrio de la reacción monóxido de carbono y cloro molecular para formar COCl2(g) a una temperatura de 74oC son: [CO]= 0,012M, [Cl2] = 0,054 M y [COCl2] = 0.14M. Calcular las constantes de equilibrio KC y Kp . 2.- Considérese el siguiente equilibrio: N2O4 (g) = 2NO2(g) ∆H = 58KJ En que sentido se desplazará el equilibrio al efectuar los cambios siguientes? Indique con una flecha: 3.- Para la reacción H2(g) + CO2(g)  H2O(g) + CO(g) la constante de equilibrio es 4,2 a 1650 oC. Inicialmente se inyectan 0,80 moles de H2 y 0,80 moles de CO2 en un matraz de 1L. Determine la concentración de cada especie en el equilibrio. # Condición Sentido o dirección A Agregar N2O4 B Extraer NO2 C Aumentar el volumen D Reducir la temperatura E Añadir un catalizador

60. 4 Cuando 1 mol de monóxido de carbono y 1 mol de agua llegan al equilibrio a 1000°C en un vaso de 10 L, la mezcla en equilibrio contiene 0,57 mol de CO; 0,57 mol de agua; 0,43 mol de CO2 y 0,43 mol de H2. a) Escriba la ecuación química para el equilibrio b) ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio 5.- A 448 oC l Keq de la reacción H2(g) + I2(g) = 2HI(g) es 51. Prediga la dirección en el que avanzará la reacción para alcanzar el equilibrio a 448oC si se parte de 2,0 *10 exp -2 mol HI; 1.0 * 10 exp -2 mol de H2 y 3.0 * 10 exp -2 mol de I2 en un recipiente de 2 L. 6.- Se coloca una muestra de 0,831 g de SO3 en un recipiente de 1 L y se calienta a 1100 oK . El SO3 se descompone en SO2 y O2. 2SO3 (g) = 2 SO2(g) + O2(g). En el equilibrio la presión total es 1.300 atm. Calcular la constante de equilibrio Kp y Kc.