El Equilibrio Químico

El equilibrio químico es un proceso reversible en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, de forma que las concentraciones de reactivos y productos no cambian con el tiempo. Cuando todos los reactivos y productos se encuentran en la misma fase, el equilibrio es homogéneo.

Equilibrios Homogéneos: Ley de Acción de Masas

Un equilibrio es homogéneo cuando todas las especies químicas presentes se encuentran en la misma fase. Para todo equilibrio homogéneo, expresado en forma general aA + bB ⇌ cC + dD, a una determinada temperatura, existe una relación constante entre las concentraciones de las sustancias en el equilibrio, cuyo valor numérico se denomina constante de equilibrio de la reacción, K_c.

A mayor valor de K_c o K_p, más desplazada estará la reacción hacia la formación de productos.

Cociente de Reacción

• Q_c > K_c: El sistema no está en equilibrio y la relación productos/reactivos es mayor que la que existe en el equilibrio. Por tanto, para alcanzarlo, Q_c debe disminuir, haciéndose menor el numerador, es decir, han de consumirse productos y formarse reactivos. El sistema se desplazará hacia la izquierda.
• Q_c = K_c: El sistema está en equilibrio.
• Q_c < K_c: El sistema no está en equilibrio y la relación productos/reactivos es menor que la que existe en el equilibrio. Por tanto, para alcanzarlo, Q_c debe aumentar, haciéndose mayor el numerador, es decir, han de consumirse reactivos y formarse productos. El sistema se desplazará hacia la derecha.

Constante de Equilibrio K_p

P_A = _A P_T

K_c = K_p /(RT) ^-n

K_p = K_c (RT) ⁿ

Si ⁿ = 0, K_c = K_p

Alteración del Equilibrio: Principio de Le Chatelier

Una alteración externa de los factores (temperatura, presión o concentraciones) que intervienen en un equilibrio induce un reajuste del sistema para reducir el efecto de dicha alteración y establecer un nuevo estado de equilibrio.

De acuerdo al principio de Le Chatelier, la composición de la mezcla de reacción en el equilibrio puede alterarse:

• Añadiendo o retirando un reactivo o un producto:

  • Añadiendo: en este caso, el equilibrio se desplazará de forma que se consuma ese exceso añadido.

  • Retirando: En este caso, el equilibrio se desplazará hacia la formación de esos moles quitados.

Utilizando un catalizador, el equilibrio se alcanza antes, pero no modifica en absoluto el valor de K ni la composición del sistema.

Comprimiendo o expandiendo el sistema (basado en el principio de la diferenciación de las presiones parciales de cada gas, si el número de moles de productos gaseosos es diferente al número de moles de reactivos gaseosos):

• Si se comprime: Aumenta la p_T, aumenta la concentración, disminuye el número de moles gaseosos. (La reacción va hacia el sentido donde disminuya el número de moles de especies gaseosas).

• Si se expande: Disminuye la p_T, disminuye la concentración, y aumenta el número de moles gaseosos. (La reacción acontece en el sentido en el que aumenta el número total de moles de especies gaseosas).

Cambiando su temperatura (solo esta afecta al valor de K):

• Un aumento de la temperatura favorece que la reacción tenga lugar en el sentido en que sea endotérmica.

• Un descenso de la temperatura favorece que la reacción tenga lugar en el sentido en que sea exotérmica.

Equilibrio Heterogéneo

Un sistema químico está en equilibrio heterogéneo cuando las sustancias presentes en él no están en la misma fase.

Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y el disolvente son constantes y no aparecen en la reacción.

• Los gases intervienen en forma de sus presiones parciales (no influye en el valor de K_c).

• Las concentraciones de sólidos puros y líquidos puros son constantes y no aparecen en la reacción.

• En reacciones en disolución, el disolvente tampoco aparece en la expresión de K, siempre que sea una disolución suficientemente diluida.

• Las especies en disolución (aq) intervienen en forma de concentraciones molares.

• Las presiones parciales y las concentraciones de los productos aparecen en el numerador, y las de los reactivos en el denominador (elevada a su correspondiente coeficiente).

Energía Libre y Constante de Equilibrio

ΔG = ΔG⁰ + RT ln Q

ΔG⁰ = – RT ln K

Cuando ΔG⁰ < 0, la reacción es espontánea. Cuando ΔG⁰ > 0, la reacción en el equilibrio tiende a estar desplazada hacia la formación de los reactivos.

Ecuación de Van’t Hoff

La ecuación de Van’t Hoff está de acuerdo al principio de Le Chatelier.

• Si la reacción directa es exotérmica:

  • K_p disminuye al aumentar la temperatura

• Si la reacción es endotérmica:

  • K_p aumenta al aumentar la temperatura

Grado de Disociación

Es la parte de un mol que se disocia en una reacción química.

α = número de moles disociados / número de moles iniciales

Molecularidad de una Reacción

Es el número de átomos o moléculas independientes que intervienen en ella. Reacciones unimoleculares o bimoleculares.

Las reacciones endotérmicas absorben calor, tienen el incremento de la entalpía positivo.

Las reacciones exotérmicas desprenden calor, tienen el incremento de la entalpía negativo.