Teoría Ejercicios

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:

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

Ejemplo: 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

Ejemplo 1: 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.
Ejemplo 2: 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
Ejemplo 3: 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)