This document discusses chemical equilibrium in homogeneous systems. It defines chemical equilibrium as a state where the concentrations of reactants and products remain constant over time, despite reactions continuing on a molecular level. The chemical equilibrium constant K is introduced, which relates the concentrations of products and reactants at equilibrium. Factors that can influence chemical equilibrium such as concentration, temperature, pressure, and catalysis are described. Equations for calculating the equilibrium constant Kc in terms of molar concentrations and Kp in terms of partial pressures are also provided.

1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
QUÍMICO EN SISTEMAS
HOMOGÉNEOS
UNIDAD 2. EQUILIBRIO QUÍMICO,
CINÉTICA Y ELECTROQUÍMICA
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE
LOS MOCHIS
OCTUBRE, 2016
Materia: Laboratorio Integral II
Dr. Eder Jesús Valentín Lugo Medina
 Medina García Cecilia Sarai

2. CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS
En las reacciones homogéneas todas las sustancias reaccionantes se encuentran en una sola fase: gaseosa, líquida
o sólida. Por otra parte, si la reacción está catalizada, el catalizador también ha de estar presente en la misma
fase. Aunque la velocidad de reacción puede definirse de diversas formas, en los sistemas homogéneos se emplea
casi exclusivamente la medida intensiva basada en la unidad de volumen de fluido reaccionante.

3. El equilibrio es un estado en el que no se observa
cambios durante el tiempo transcurrido. Cuando una
reacción química llega al estado de equilibrio, las
concentraciones de reactivos y productos permanecen
constantes en el tiempo, sin que se produzca cambios
visibles en el sistema. Por ello, se describen diferentes
tipos de reacciones en equilibrio, el significado de la
constante de equilibrio y su relación con la constante de
velocidad, así como los factores que pueden modificar
un sistema en equilibrio.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS

4. El equilibrio es un estado en el que no se observan
cambios durante el tiempo transcurrido. Cuando una
reacción química llega al estado de equilibrio, las
concentraciones de reactivos y productos permanecen
constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios
visibles en el sistema.
Sin embargo, a nivel molecular existe una gran
actividad debido a que las moléculas de reactivos
siguen formando moléculas de productos, y éstas a su
vez reaccionan para formar moléculas de reactivos
EQUILIBRIO QUÍMICO

5. En realidad todo equilibrio químico se encuentra regido por el principio de Le Chatelier y la ley de acción de masas.
Henry Le Chatelier en 1884 enuncia su principio que indica la dirección que seguirá un sistema en equilibrio
cuando se cambian las condiciones de concentración, presión y temperatura. Al provocar cambios en la temperatura
o presión de un sistema en equilibrio, éste reacciona de tal forma que contrarresta el cambio producido
CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS

6. La ley de acción de masas, propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage, en
1864 establece que para una reacción reversible en equilibrio ya una temperatura constante, una
relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (la
constante de equilibrio).
Cabe señalar que, aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K para una reacción dada
permanece constante,siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS

7. Un proceso puede generalizarse con la siguiente reacción reversible:
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇄ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D. Para la
reacción a una temperatura dada:
𝐾 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Por consiguiente, la constante de equilibrio se define mediante un cociente, cuyo numerador se
obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las cuales
está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS

8. Efecto de la
concentración
•
i se aumenta la concentración de alguna especie, el equilibrio se
desplazará en forma tal que se disminuirá la concentración de la
sustancia que se agregó.
Efecto de la
presión
Efecto de la
temperatura
• Para un sistema que comprenda solamente líquidos y sólidos el
efecto de la presión sobre el equilibrio es ligero, el cual
generalmente puede ignorarse al sufrir cambios ordinarios. Sin
embargo, los grandes cambios de presión pueden alterar estos
equilibrios.
• Las reacciones químicas se clasifican, dependiendo de si emiten o
absorben calor conforme se desarrolla la reacción, en: exotérmica
y endotérmicas.
Endotérmica
El calentamiento de un sistema en
equilibrio causa un desvío hacia la
derecha con la formación de productos
y por consiguiente un aumento en el
valor de la constante de equilibrio.
Efecto del
catalizador
• Sustancia que altera la velocidad de una reacción sin ser
consumida. Éstos no hacen cambiar la concentración que habrá
de tener las diversas especies químicas que componen un sistema
reaccionante cuando éste alcance el equilibrio, solamente la
velocidad.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS
Por ello, resulta importante mencionar los principales factores que afectan el equilibrio químico:

9. Exotérmica La aplicación de calor causará que elequilibrio de la reacción se desvíe
h
a
c
i
a
l
a
i
z
q
u
i
e
r
d
a
.

10. CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO
EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS
Por lo anterior se sugieren las siguientes relaciones:
Si K <<< 1, entonces la reacciónes muy reversible y
se dice que se encuentra desplazada a la izquierda.
Si K = 1, es una reacciónen la que se obtiene 50% de
reactivos y 50% de productos.
Si K >>> 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se
dice que esta desplazada a la derecha

11. EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS
El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se
encuentranen la misma fase.
La constante de equilibrio, quedaría de la siguiente manera, para el sistema a continuación:
𝑁2𝑂4 (𝑔) ⇄ 2𝑁𝑂2 (𝑔)
𝑁𝑂2
2
𝐾𝑐 =
𝑁2𝑂4
El subíndice en Kc indica que las concentracionesde las especies reactivas se expresan en molaridad o
moles por litro. Las concentracionesde reactivos y productosen las reacciones de gases también se
pueden expresar en términos de sus presiones parciales.

12. Por lo general, Kc no es igual que Kp debido a
que las presiones parciales de reactivos y
productos no son iguales a sus concentraciones
molares. Es posible deducir una relación simple
entre Kc Y Kp como se explicará a
continuación:
EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS
A una temperatura constante, la presión P de un gas está en relación directa con la concentraciónen
mol/L del gas; es decir, 𝑃 =
𝑛
𝑣
𝑅𝑇. Así, la constante para el proceso en equilibrio, se expresa como:
𝑃2
𝐾𝑝 = 𝑁𝑂2
𝑃 𝑁2𝑂4
Donde PN02 Y PN20 4 son las presiones parciales de equilibrio (en atm) de N02 y N20 4, respectivamente.
El subíndice en Kp indica que las concentracionesen el equilibrio están expresadas en términos de
presiones.

13. Suponga el siguiente equilibrio en fase 𝑃𝐴𝑉 = 𝑛𝐴𝑅𝑇
gaseosa:
𝑎𝐴(𝑔) ⇄ 𝑏𝐵(𝑔)
𝑃𝐴 =
𝑛𝐴𝑅𝑇
𝑉
Donde a y b son los coeficientes estequiométricos.
La constante deequilibrio Kc está dada por:
Donde Ves el volumen del recipiente en litros.
Asimismo:
𝑃𝐵𝑉 = 𝑛𝐵𝑅𝑇
𝐾𝑐 =
𝐵 𝑏
𝐴 𝑎
𝑃𝐵 =
𝑛𝐵𝑅𝑇
𝑉
Y la expresión para Kp es:
𝑃𝑏
Al sustituir estas relacionesen la expresión para
Kp, se obtiene:
𝐾𝑝 = 𝐵
𝑃𝑎 𝑛𝐵𝑅𝑇 𝑏 𝑛𝐵
𝑏
𝐴 𝐾𝑃 = 𝑉 = 𝑉 𝑅𝑇 𝑏−𝑎
Donde PA Y PB son las presiones parciales de A y B.
Si se supone un comportamientode gas ideal.
𝑛𝐴𝑅𝑇 𝑎
𝑉
𝑛𝐴
𝑎
𝑉
EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS

14. Ahora, tanto 𝑛
𝐴
𝑉
como 𝑛
𝐵
𝑉
tienen unidadesde mol/L y se pueden sustituir por [A ] y [B], de modo que:
𝐵 𝑏
Dónde: ∆𝑛 = b − a
𝐾𝑃 =
𝐴 𝑎 𝑅𝑇 ∆𝑛 = 𝐾𝐶 𝑅𝑇 ∆𝑛
Como las presiones suelen expresarse en atm, la constante de los gases R es 0.0821
𝐿∙𝑎𝑡𝑚
𝐾∙𝑚𝑜𝑙
y la expresión que
relaciona Kp y Kc es
𝐾𝑃 = 𝐾𝐶(0.0821 𝑇)∆𝑛
En general, Kp ≠ Kc, excepto en el caso especial en el queΔn = 0.
EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS

15.  Bolaños Chombo, V. (2003). Química Analítica Cualitativa (Primera ed.). México:
UNAM.
 Chang, R., & College, W. (2002). Química (Séptima ed.). Colombia: McGraw Hill.
 Levenspiel, O. (1978). Ingeniería de las Reacciones Químicas (Segunda ed.). Barcelona,
España: Reverté.
 Smith, J. M. (1991). Ingeniería de la Cinética Química (Primera ed.). México:
Continental.
BIBLIOGRAFÍA