Departament de Física i Química UNITAT 7. EQUILIBRI QUÍMIC 2n ...

Departament de Física i Química
1. Concepte d’equilibri químic
2. Constant d’equilibri.
2.1. Significat de la constant d’equilibri.
2.2. Valor de la constant d’equilibri.
3. Característiques del sistemes en equilibri químic.
4. Grau de dissociació.
5. Quocient de reacció.
6. Factors que afecten a l’equilibri.
7. Càlculs d’equilibri amb pressions.
8. Procés Haber de producció industrial d’amoníac.
1. CONCEPTE D’EQUILIBRI QUÍMIC
UNITAT 7. EQUILIBRI QUÍMIC
2n BATXILLERAT
Hi ha reaccions que es produeixen en un sol sentit (reactius → productes) i que es turen quan algun
dels reactius es consumeix totalment. Aquestes reaccions s’anomenen irreversibles, i es representen amb
una sola fletxa, per exemple:
Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + 2 H2O (l)
En canvi, hi ha altres reaccions que es produeixen en el dos sentits; aquestes reaccions s’anomenen
reaccions reversibles i es representen amb una doble fletxa, per exemple:
I2 (g)+ H2 (g) 2 HI (g)
En una reacció reversible quan es fan reaccionar inicialment els reactius, arriba un moment en què la
reacció aparentment s’atura sense que cap dels reactius es consumeixi totalment i s’observa que les
concentracions de totes les substàncies químiques que participen en la reacció romanen constants. Quan
s’arriba a aquesta situació deiem que el sistema es troba en equilibri químic.
Però com podem explicar tot això?
Si miram la reacció reversible anterior:
I2 (g)+ H2 (g) 2 HI (g)
Equilibri químic 1

IES Llorenç Garcías i Font Dep. Física i Química
Dins un recipient ficam iode i hidrogen, inicialment per t=0 la velocitat de la reacció directa (vd) és
màxima, a mesura que passa el temps les concentracions dels reactius disminueixen ja que reaccionen i per
tant la velocitat de la reacció directa anirà disminuïnt:
Vd= k [I2] [H2] → t ↑ [I2] ↓ [H2] ↓ i per tant Vd ↓
Com varia la velocitat de la reacció inversa (vi) a mesura que es produeix la reacció? Per t=0 la vi=0 ja
que no hi ha producte [HI]=0, a mesura que passa el temps la concentració del producte augmenta i per tant
la vi augmentarà:
Vi= k [HI] 2 → t ↑ [HI] ↑ i per tant Vi ↑
Com vd va disminuïnt i vi va augmentant, arribarà un moment que les dues velocitats seran iguals:
vd=vi
quan això passa deiem que el sistema ha assolit l’equilibri químic. En aquest moment no s’observa un canvi
en les concentracions de reactius i productes, és a dir, les concentracions de reactius i productes romanen
constants i pareix que la reacció s’ha aturat. Però realment la reacció no s’atura, es produeixen les dues
reaccions (la reacció directa i la reacció inversa) a la mateixa velocitat i això fa que no vegem un canvi en les
concentracions, ja que el que reacciona o desapareix en la reacció directa es recupera a la mateixa velocitat
en la reacció inversa.
●L’equilibri químic es tracta d’un equilibri dinàmic, és a dir, quan s’aconsegueix l’equilibri es
continuen produïnt tant la reacció directa com inversa, pero totes dues transcorren a la mateixa
velocitat (vd=vi), per això les concentracions del productes i reactius no varien.
● Un estat d’equilibri només es pot assolir en un sistema tancat i aïllat.
● Els estats d’equilibri suposen reaccions incompletes. Una vegada s’assoleix una situació d’equilibri
químic es troben presents totes les substàncies químiques que hi participen. No s’esgota cap dels
reactius.
2. CONSTANT D’EQUILIBRI
Per la següent reacció reversible:
a A + b B c C + d D
La velocitat de la reacció directa, si és un procés elemental, és: Vd= kd [A] a [B] b
La velocitat de la reacció inversa, si és un procés elemental, és: Vi= ki [C] c [D] d
Quan s’assoleix l’equilibri les velocitats inversa i directa són iguals:
Equilibri químic 2
vd=vi
kd [A] a [B] b = ki [C] c [D] d
Passant les dues constants al mateix costat i les concentracions a l’altre costat, obtenim:
k d =
k
i
[ ] [ ]
[ ] [ ] b a
c d
C · D
A · B
k d
és una constant que depèn de la temperatura i de l’equació química particular i que rep
El quocient
k i
el nom de constant d’equilibri i es representa per Kc:
k
d K c = i per tant
k i
K =
c
[ ] [ ]
[ ] [ ] b a
c d
C · D
A · B

IES Llorenç Garcías i Font Dep. Física i Química
L’expressió de la constant d’equilibri, Kc, és un quocient entre les concentracions de productes i
reactius en l’equilibri, elevades als seus coeficients estequiomètrics. Recordau que les unitats de concentració
són mol/l.
A l’expressió de la constant d’equilibri només apareixen les concentracions dels gasos i de les
substàncies en dissolució, les concentracions dels sòlids i dels líquids purs no surten, ja que les seves
concentracions són constants i s’inclouen dins la constant d’equilibri.
Per exemple per la reacció:
NH4HS (s) ⇔ NH3 (g) + H2S (g) la constant d’equilibri Kc és:
Kc= [NH3]·[H2S]
● Escriu l’expressió de la constant d’equilibri per la següent reacció:
NiO (s) + CO (g) ⇔ Ni (s) + CO2 (g)
Per a reaccions químiques en què intervenen gasos es defineix també una constant d’equilibri referida
a pressions parcials:
P · P
K p =
P · P
com ocorr amb la Kc, a l’expressió de Kp no surten les pressions parcials dels sòlids i dels líquids.
Existeix una relació entre Kp i Kc:
K = K
p
Equilibri químic 3
c
c
C
a
A
d
D
b
B
·(RT)
on ∆n és la diferència entre el nombre de mols de gas en els productes i el nombre de mols de gas en
els reactius:
∆n
∆n= ngas (productes) - ngas (reactius)
Les unitats de la constant d’equilibri no són sempre les mateixes, sino que depenen dels coeficients
estequiomètrics, es compleix que les unitats de Kc són (mol/l) ∆n i per Kp són atm ∆n . També molt freqüentment
la constant d’equilibri (Kc i Kp) s’expressa sense unitats.
En resum:
Les concentracions d’equilibri tenen una relació matemàtica constant anomenada constant d’equilibri
(Kc o Kp):
•El valor de Kc o Kp només depèn de la temperatura i de l’equació química particular.
•Per a una temperatura determinada existeixen diferents valors de concentracions en l’equilibri.
Aquestes concentracions d’equilibri depenen de les concentracions inicials i poden adoptar
qualsevol valor amb l’única condició que substituïts en l’expressió de K dónin el mateix valor.
•Per a qualsevol equació química on participen sòlids o líquids purs, la corresponent constant
d’equilibri no inclou aquestes concentracions perquè són constants.

IES Llorenç Garcías i Font Dep. Física i Química
2.1. Significat de la constant d’equilibri
El valor de la constant d’equilibri indica en quin grau els reactius s’han transformat en productes, un
cop assolit l’equilibri. Com major és el valor de K major és el grau de conversió dels reactius en productes.
K molt gran
(K>1000)
K≈1
(0,1

IES Llorenç Garcías i Font Dep. Física i Química
3. CARACTERÍSTIQUES DELS SISTEMES EN EQUILIBRI QUÍMIC
1. Un estat d’equilibri només es pot assolir en un sistema tancat i aïllat.
2. L’estat d’equilibri es pot assolir des de qualsevol dels “extrems”, és a dir, l’estat d’equilibri és
independent de la direcció des d’on s’assoleix.
3. Els estat d’equilibri suposen reaccions incompletes. Una vegada s’assoleix una situació d’equilibri
químic es troben presents totes les substàncies químiques que hi participen.
4. Es tracta d’un equilibri dinàmic, es produeixen les dues reaccions (directa i inversa) encara que tenen
lloc a la mateixa velocitat i per això les concentracions de totes les substàncies romanen constants en
el temps.
5. Les concentracions d’equilibri tenen una relació matemàtica constant anomenada constant
d’equilibri (Kc o Kp):
•El valor de Kc o Kp només depèn de la temperatura i de l’equació química particular.
•Per a una temperatura determinada existeixen diferents valors de concentracions en l’equilibri.
Aquestes concentracions d’equilibri depenen de les concentracions inicials i poden adoptar
qualsevol valor amb l’única condició que substituïts en l’expressió de K dónin el mateix valor.
•Per a qualsevol equació química on participen sòlids o líquids purs, la corresponent constant
d’equilibri no inclou aquestes concentracions perquè són constants.
•El valor de la constant d’equilibri proporciona informació de la proporció relativa de reactius i
de productes en l’equilibri.
4. GRAU DE DISSOCIACIÓ
En reaccions de dissociació A ⇔ B + C (reaccions en les quals una substància es dissocia en dues o
més) podem descriure l’extensió en què es produeix la reacció mitjançant el grau de dissociació.
Definim el grau de dissociació, α, com la fracció d’un mol que es dissocia; és a dir, el tant per u de
reactiu dissociat.
5. QUOCIENT DE REACCIÓ
Considerem el següent equilibri:
mols de reactiu que reaccionen
α =
mols inicials de reactiu
I2 (g)+ H2 (g) 2 HI (g)
Si en un recipient s’introdueix una mescla de H2 i I2 s’assolirà l’equilibri mitjançant la reacció directa;
és a dir, se formarà HI.
Per contra, si s’introdueix HI en un recipient, l’estat d’equilibri s’assolirà mitjançant la reacció
inversa, és a dir part del HI es descomposa donant I2 i H2.
Però si inicialment tenim quantitats de totes les substàncies que intervenen en la reacció no és fàcil
predir el sentit de la reacció. Per a aquest fi resulta convenient introduir el concepte de quocient de reacció.
El quocient de reacció es designa amb la lletra Q i coincideix amb l’expressió de la constant
d’equilibri però amb la diferència que les concentracions poden ser de qualsevol moment de la reacció, és a
dir, no tenen perquè ser les concentracions d’equilibri.
Equilibri químic 5

IES Llorenç Garcías i Font Dep. Física i Química
Per un equilibri genèric
a A + b B c C + d D
Q =
[ ] [ ]
[ ] [ ] b a
c d
C · D
A · B
Si en un recipient tenim quantitats de totes les substàncies que intervenen en la reacció podem predir
en quin sentit es produirà una reacció química neta si comparam els valors de Q i Kc:
● Si Q=Kc el sistema es troba en equilibri i per tant no es produeix una reacció química neta (es
produeixen la reacció directa i inversa a la mateixa velocitat).
● Si QKc es produeix una reacció química neta cap als reactius. Si Q és major que K és perquè
el numerador de Q és gran i el denominador petit (hi ha mes productes i menys reactiu en
comparació amb l’estat d’equilibri); per assolir l’equilibri les concentracions de productes han
de disminuir i les de reactius augmentar; això s’aconsegueix si la reacció inversa es produeix en
una extensió més gran que la reacció directa.
6. FACTORS QUE AFECTEN A L’EQUILIBRI
Quan un sistema químic està en equilibri i se’l sotmet a una pertorbació, és a dir es produeix una
variació de les condicions que determinen l’equilibri, el sistema deixa d’estar en equilibri i evoluciona de
manera espontània cap un nou estat d’equilibri. Aquest nou estat d’equilibri es caracteritza per unes
concentracions diferents de reactius i productes.
Quines pertorbacions poden provocar el fet que un sistema químic modifiqui el seu estat d’equilibri?
•Canvis en les concentracions de les espècies que participen en la reacció.
•Canvis en la pressió i el volum.
•Canvis en la temperatura.
El principi de Le Chatelier permet predir quin serà el sentit del desplaçament de l’equilibri davant
d’una pertorbació externa. El principi de Le Chatelier estableix que “un canvi o pertorbació en qualsevol de
les variables que determinen l’estat d’equilibri d’un sistema químic produeix un desplaçament de l’equilibri
en el sentit de contrarestar la pertorbació realitzada”.
6.1. Canvis en les concentracions de les substàncies que participen en l’equilibri (mantenint V i T
constants)
•Augment de la concentració de reactius: l’equilibri es desplaça en el sentit de la formació de
productes.
•Disminució de la concentració de reactius: l’equilibri es desplaça en el sentit de la formació de
reactius.
•Augment de la concentració de productes: l’equilibri es desplaça en el sentit de la formació de
reactius.
•Disminució de la concentració de productes: l’equilibri es desplaça en el sentit de la formació
de productes.
Equilibri químic 6

IES Llorenç Garcías i Font Dep. Física i Química
Això es compleix per a substàncies gasoses o en dissolució aquosa.
En equilibris heterogenis, la variació de petites quantitats de sòlids i líquids purs no modifica
l’equilibri, ja que per una part les concentracions de sòlids i líquids no apareixen a l’expressió de la constant
d’equilibri i per una altra part no produeix una variació de la concentració de les altres substàncies, ja que la
petita quantitat addicionada o eliminada no produeix cap variació de volum.
6.2. Canvis en la pressió i en el volum (mantenint la T i les quantitats de les substàncies reaccionants
constants)
La pressió són les col·lisions de les molècules gasoses amb les parets del recipient. Si es disminueix el
volum del recipient hi haurà un major nombre de col·lisions de les molècules amb les parets i per tant més
pressió, per tant, una disminució del volum del recipient origina un augment de la pressió. De la mateixa
manera un augment del volum del recipient origina una disminució de la pressió.
Això també es pot deduir a partir de la llei dels gasos ideals:
P·V=n·R·T, si T i n constants si P↑ V↓ i si P↓ V↑
•Reducció del volum o augment de la pressió: l’equilibri es desplaça en el sentit en el qual es
produeix un nombre més petit de mols de gas.
•Augment del volum o disminució de la pressió: l’equilibri es desplaça en el sentit en el qual es
produeix un nombre major de mols de gas.
•Si ∆n=0 les variacions de la pressió o el volum no afecten a l’equilibri.
Això es compleix per equilibris on participen substàncies gasoses.
6.3. Canvis en temperatura
Per saber en quina direcció es desplaça l’equilibri només cal saber si la reacció objecte d’estudi és
exotèrmica o endotèrmica.
•Un augment de la temperatura produeix un desplaçament de l’equilibri cap al sentit de la
reacció endotèrmica, perquè en aquest sentit la reacció absorbeix calor que contraresta l’efecte
de l’increment de la temperatura.
•Una disminució de la temperatura produeix un desplaçament de l’equilibri cap al sentit de la
reacció exotèrmica, ja que en aquest sentit la reacció desprèn calor que contraresta la disminució
de la temperatura.
6.4. Addició d’un gas inert
a) a T i V constants; l’addició d’un gas inert no modifica l’equilibri ja que no modifica les
concentracions de les substàncies que intervenen en l’equilibri. L’addició d’un gas inert farà que
augmenti la pressió total ja que segons la llei dels gasos ideals:
P·V=n·R·T, si T i V constants si n↑ P↑
b) a T i P constants, segons la llei dels gasos ideals:
P·V=n·R·T, si T i P constants si n↑ V↑
Per tant afegir un gas inert suposa augmentar el volum i això fa que l’equilibri es desplaci en el sentit
en el qual es produeixi un major nombre de mols gasosos.
Equilibri químic 7

IES Llorenç Garcías i Font Dep. Física i Química
8. PROCÉS HABER DE PRODUCCIÓ INDUSTRIAL D’AMONÍAC
El nitrogen és un gas quasi inert i que difícilment reacciona per formar composts. Per això, a pesar de
la gran quantitat de nitrogen que hi ha a 1'aire, el sòl és freqüentment pobre en compostos de nitrogen.
Alguna d'aquests composts, per exemple 1'ácid nítric i els nitrats, són ímportantíssims per la fabricació
d'adobs, fertilitzants, colorants, plàstics, explosius, fibres sintètiques i altres productes químics d'enorme
importància.
El químic alemany Fritz Haber va descobrir 1' any 1908 un mètode per combinar el nitrogen atmosfèric
amb 1'hidrogen per tal de formar amoníac (gas incolor, irritant, amb una olor característica i de caràcter
bàsic), que després es podia convertir fàcilment en nitrats.
El procés Haber de producció industrial d'amoníac aplica factors cinètics i termodinàmics per tal
d'aconseguir que el rendiment de la fabricació de 1'amoníac segons el següent equilibri sigui màxim:
N2 (g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H = -92 KJ
A 25°C, la Kc d'aquesta reacció val 3,6.10 8 , aquest valor, tan alt, indica que en 1'equilibri pràcticament
tot 1'hidrogen i el nitrogen es convertiran en amoníac. Però la reacció és tan lenta a 25 °C que no es
produeixen quantitats apreciables d'amoníac en temps raonables. Per aquest motiu Haber proposà la
utilització de pressions d'entre 200 i 700 atm , temperatures al voltant de 500 °C, i l'addició d'un catalitzador
de ferro finament dividit.
El motiu pel qual s'utilitzen pressions de 200 a 700 atm és que un augment de la pressió afavorirà el
desplaçament de 1'equilibri cap a la formació d'amoníac (Principi de Le Chatelier). Aquesta és la causa per la
qual en el procés Haber s'utilitzen pressions tan elevades.
Per una altra part al ser la reacció exotèrmica, un augment de la temperatura farà que 1'equilibri es
desplaci cap el nitrogen i 1'hidrogen i no afavorirà la formació d'amoníac (Principi de le Chatelier). Però les
velocitats de les reaccions directa i inversa augmenten amb la temperatura, és a dir el factor cinétic
s'afavoreix amb temperatures altes. Haber analitzant el dos factors va concloure que el rendiment en la
formació d'amoníac era màxim a temperatures pròximes a 500°C.
Finalment 1'addició d'un catalitzador de ferro, també fa que augmentin les velocitats directa i inversa i
per tant afavoriríem la formació d'amoníac.
Equilibri químic 8