Equilibrio Químico

El equilibrio químico es un estado dinámico en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, resultando en concentraciones constantes de reactivos y productos. Es fundamental para entender la extensión de las reacciones químicas.

Video: Equilibrio Químico y Le Chatelier

Video: Equilibrio Químico

Imagen: Equilibrio dinámico

Reacción reversible alcanzando equilibrio

Concepto de Equilibrio Dinámico

Características del equilibrio

  • Dinámico: Las reacciones directa e inversa continúan
  • Velocidades iguales: v_directa = v_inversa
  • Concentraciones constantes: No cambian con el tiempo
  • Microscópicamente activo: Intercambio continuo de moléculas
  • Macroscópicamente estático: Propiedades observables constantes

Condiciones para el equilibrio

  • Sistema cerrado (no intercambio de materia)
  • Temperatura constante
  • Presión constante (para sistemas abiertos a la atmósfera)
  • Ausencia de perturbaciones externas

Constante de Equilibrio

Ley de acción de masas

Para la reacción general:

aA + bB ⇌ cC + dD

La constante de equilibrio en términos de concentración es:

$$ K_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} $$
Cálculo de Kc para la reacción del N₂O₄

Para la reacción: N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g)

En una reacción en equilibrio a 25°C en un recipiente de 1 L: [N₂O₄] = 0.60 M [NO₂] = 0.080 M Solución:

$$ K_c = \frac{[NO_2]^2}{[N_2O_4]} $$
$$ K_c = \frac{(0.080)^2}{0.60} $$
$$ K_c = \frac{0.0064}{0.60} = 0.011 $$

El valor pequeño de Kc indica que el equilibrio favorece el N₂O₄ (reactivo).

Propiedades de Kc$

  • Específica de temperatura: Solo depende de T para una reacción dada
  • Independiente de concentraciones iniciales
  • Independiente de la presencia de catalizadores
  • Adimensional (convencionalmente)

Interpretación de los valores de Kc

  • Kc >> 1: Equilibrio desplazado hacia productos
  • Kc << 1: Equilibrio desplazado hacia reactivos
  • Kc ≈ 1: Cantidades comparables de reactivos y productos

Relación con la energía libre de Gibbs

$$ \Delta G° = -RT \ln K_c $$
  • ΔG° < 0 → Kc > 1 (reacción espontánea hacia productos)
  • ΔG° > 0 → Kc < 1 (reacción no espontánea hacia productos)
  • ΔG° = 0 → Kc = 1 (equilibrio perfecto)

Tipos de Constantes de Equilibrio

Constante en términos de presión (Kp)

Para reacciones en fase gaseosa:

$$ K_p = \frac{P_C^c \cdot P_D^d}{P_A^a \cdot P_B^b} $$

Relación entre Kp y Kc

$$ K_p = K_c(RT)^{\Delta n} $$

Donde:

  • $R = 0.0821$ L·atm/(mol·K)
  • $T$ = temperatura en Kelvin
  • $\Delta n$ = (moles productos gaseosos) - (moles reactivos gaseosos)

Constante en términos de fracciones molares (Kx)

$$ K_x = \frac{x_C^c \cdot x_D^d}{x_A^a \cdot x_B^b} $$

Relación:

$$ K_p = K_x \cdot P_{total}^{\Delta n} $$

Cociente de Reacción (Qc)

Definición

El cociente de reacción tiene la misma forma que Kc pero se evalúa con concentraciones instantáneas (no necesariamente en equilibrio):

$$ Q_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} $$

Predicción de la dirección de reacción

  • Qc < Kc: Reacción procede hacia la derecha (productos)
  • Qc = Kc: Sistema en equilibrio
  • Qc > Kc: Reacción procede hacia la izquierda (reactivos)

Cálculos de Equilibrio

Tabla ICE

Método sistemático para organizar datos de equilibrio:

ABCD
Inicial[A]₀[B]₀[C]₀[D]₀
Cambio-ax-bx+cx+dx
Equilibrio[A]₀-ax[B]₀-bx[C]₀+cx[D]₀+dx

Casos especiales

Aproximación de pequeña conversión

Si Kc es pequeña (< 10⁻⁴), se puede asumir que x << concentración inicial:

Si [A]₀ - x ≈ [A]₀, entonces x = √(Kc[A]₀) para reacciones simples

Reacciones con conversión alta

Si Kc es grande (> 10⁴), se puede asumir reacción completa y luego considerar equilibrio hacia atrás.

Equilibrios Heterogéneos

Definición

Equilibrios que involucran sustancias en diferentes fases (sólido, líquido, gas, solución acuosa).

Regla fundamental

Los sólidos puros y líquidos puros NO aparecen en las expresiones de equilibrio porque su actividad es 1.

Ejemplo: Descomposición de carbonatos

CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g)

Kc = [CO₂] y Kp = P(CO₂)

Características importantes

  • La cantidad de sólido no afecta la posición del equilibrio
  • Debe haber suficiente sólido presente para mantener el equilibrio
  • La superficie de contacto puede afectar la velocidad pero no el equilibrio

Principio de Le Chatelier

Enunciado

"Si se aplica una perturbación a un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de manera que contrarreste parcialmente la perturbación y alcance un nuevo equilibrio."

Efectos de perturbaciones

Cambio en la concentración

  • Aumentar [reactivo]: Equilibrio se desplaza hacia productos
  • Aumentar [producto]: Equilibrio se desplaza hacia reactivos
  • Retirar [producto]: Equilibrio se desplaza hacia productos
  • Efecto: Kc permanece constante, cambian las concentraciones

Cambio en la presión (sistemas gaseosos)

  • Aumentar presión: Favorece el lado con menor número de moles gaseosas
  • Disminuir presión: Favorece el lado con mayor número de moles gaseosas
  • Si Δn = 0: No hay efecto de la presión

Cambio en la temperatura

  • Reacción endotérmica (ΔH > 0):

Aumentar T → K aumenta, más productos

  • Disminuir T → K disminuye, más reactivos

Reacción exotérmica (ΔH < 0):

  • Aumentar T → K disminuye, más reactivos
  • Disminuir T → K aumenta, más productos

Adición de catalizador

  • No afecta la posición del equilibrio
  • No cambia la constante de equilibrio
  • Acelera el alcance del equilibrio
  • Acelera igualmente las reacciones directa e inversa

Dependencia de la Temperatura

Ecuación de van't Hoff

$$ \ln \frac{K_2}{K_1} = -\ \frac{\Delta H°}{R} \left(\ \frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right) $$

Esta ecuación permite calcular K a diferentes temperaturas.

Forma alternativa

$$ \frac{d \ln K}{dT} = \frac{\Delta H°}{RT^2} $$

Ejemplos Resueltos

Cálculo de constante de equilibrio

Problema: Para la reacción H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g) a 445°C, las concentraciones en equilibrio son: [H₂] = 0.013 M, [I₂] = 0.0021 M, [HI] = 0.087 M. Calcula Kc. Solución: Kc = [HI]² / ([H₂][I₂]) Kc = (0.087)² / (0.013 × 0.0021) Kc = 0.00757 / 0.0000273 = 277 El valor alto de Kc indica que el equilibrio favorece los productos.

Tabla ICE

Problema: Para la reacción N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), Kc = 0.65 a 375°C. Si las concentraciones iniciales son [N₂] = 1.0 M, [H₂] = 1.0 M, [NH₃] = 0, calcula las concentraciones en equilibrio. Solución:

N₂H₂NH₃
Inicial1.01.00
Cambio-x-3x+2x
Equilibrio1.0-x1.0-3x2x

Kc = [NH₃]² / ([N₂][H₂]³) = (2x)² / ((1.0-x)(1.0-3x)³) = 0.65 Resolviendo por iteración o aproximación: x ≈ 0.16 Concentraciones en equilibrio:

  • [N₂] = 0.84 M
  • [H₂] = 0.52 M
  • [NH₃] = 0.32 M
Principio de Le Chatelier

Problema: Para la reacción exotérmica N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) + calor, predice el efecto de: a) aumentar la temperatura, b) aumentar la presión, c) añadir un catalizador. Solución: a) Aumentar temperatura: La reacción es exotérmica, así que el equilibrio se desplaza hacia los reactivos (izquierda) para absorber el calor añadido. Kc disminuye. b) Aumentar presión: Reactivos: 1 + 3 = 4 moles de gas Productos: 2 moles de gas El equilibrio se desplaza hacia los productos (derecha) para disminuir la presión. c) Añadir catalizador: No afecta la posición del equilibrio, solo acelera el alcance del equilibrio.

Aplicaciones del Equilibrio Químico

Síntesis industrial

  • Proceso Haber-Bosch: Síntesis de amoniaco
  • Proceso de contacto: Producción de ácido sulfúrico
  • Reformado de metano: Producción de hidrógeno

Procesos ambientales

  • Equilibrios ácido-base en agua natural
  • Distribución de especies en la atmósfera
  • Precipitación y disolución de minerales

Bioquímica

  • Transporte de oxígeno por hemoglobina
  • Equilibrios enzimáticos
  • Homeostasis celular

Análisis químico

  • Valoraciones ácido-base
  • Complejos metálicos
  • Cromatografía (equilibrios de distribución)

1. ¿Qué caracteriza a un equilibrio químico? (1 puntos)

2. ¿Cómo se expresa la constante de equilibrio Kc para la reacción aA + bB ⇌ cC + dD? (1 puntos)

3. ¿Qué indica un valor de Kc >> 1? (1 puntos)

4. Cálculos de equilibrio: (4 puntos)

a ) Para N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, si en equilibrio [N₂] = 0.2 M, [H₂] = 0.3 M, [NH₃] = 0.1 M, ¿cuál es Kc?

b ) Si Kc = 4 para A ⇌ B a 25°C, y [A]₀ = 1.0 M (sin B), ¿cuál es [B] en equilibrio (M)?

c ) Para 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃, si Kc = 100 y Qc = 25, ¿hacia dónde se desplaza? (1 = productos, 0 = reactivos)

d ) Si Kc = 0.02 para una reacción, ¿cuál es el porcentaje aproximado de reactivos en equilibrio?

5. ¿Cuál es la relación entre Kc y Kp para reacciones en fase gaseosa? (1 puntos)

6. Según el principio de Le Chatelier, ¿qué ocurre si se aumenta la temperatura en una reacción exotérmica? (1 puntos)

7. ¿Cómo afecta un catalizador al equilibrio químico? (1 puntos)

8. Principio de Le Chatelier: (3 puntos)

a ) Para N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + calor, ¿aumentar la presión favorece productos (1) o reactivos (0)?

b ) En la misma reacción, ¿aumentar la temperatura favorece productos (1) o reactivos (0)?

c ) Si se retira NH₃ continuamente, ¿el equilibrio se desplaza hacia productos (1) o reactivos (0)?

9. ¿Qué es el cociente de reacción (Qc)? (1 puntos)

10. ¿Cuándo se alcanza el equilibrio en una reacción? (1 puntos)

11. ¿Qué tipos de sustancias NO aparecen en la expresión de Kc? (1 puntos)

12. ¿Cómo varía la constante de equilibrio con la temperatura? (1 puntos)

13. Equilibrios heterogéneos: (4 puntos)

a ) Para CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), ¿cuántas especies aparecen en la expresión de Kc?

b ) En el equilibrio 2C(s) + O₂(g) ⇌ 2CO(g), si [O₂] = 0.1 M y [CO] = 0.4 M, ¿cuál es Kc?

c ) Si se duplica la cantidad de CaCO₃(s), ¿cómo cambia la presión de CO₂? Factor multiplicativo:

d ) ¿Cuántas fases hay en el equilibrio CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g)?

Equilibrio Químico

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