Conceptos Fundamentales del Equilibrio Químico

Fórmulas Clave

Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b = Q (no expresan concentraciones de equilibrio) < Kc: reacción hacia la derecha > reacción hacia la izquierda = sistema en equilibrio

Kp = P_c^c P_d^d / P_a^a P_b^b (solo gases)

Kx = X_c^c X_d^d / X_a^a X_b^b

Kp = Kc (RT)^Δn

Kx = Kp · P^Δn

P_parcial = X (n_especie / n_total) · P_t

Grado de disociación (α): α = x (n_disociados) / c (n_{total iniciales})

Ejemplos de grado de disociación:

• A → 2B: (n(1-α) / 2nα)
• A → B + C: (n(1-α) / nα / nα)
• 2A → B + C: (n(1-α) / nα/2 / nα/2)
• 2A + B → 2C: (n(1-2α) / n(1-α) / 2nα)

ΔG = ΔH – TΔS = -RTlnKp

ln (Kp₁ / Kp₂) = (ΔH / R) (1/T₂ – 1/T₁)

ΔU = Q + W

Q_p = ΔU + p · ΔV = ΔH

Q_v = ΔU

Q_p = Q_v + ΔnRT

ΔH (S | G) = ΔH_productos – ΔH_reactivos

ΔG = ΔH – TΔS = 0 (equilibrio) < 0 (espontáneo) > 0 (no espontáneo)

Ley de Acción de Masas y Constante de Equilibrio

En una reacción reversible: aA + bB ⇌ cC + dD, la constante de equilibrio (Kc) determina las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio, similar al reactivo limitante en reacciones irreversibles. Kc no tiene unidades y depende de la temperatura. Las concentraciones se expresan en molaridad.

• Si Kc >> 1, la mayoría de los reactivos se convierten en productos.
• Si Kc << 1, la mayoría de los reactivos no reaccionan.

Cociente de Reacción (Q)

El cociente de reacción (Q) es similar a Kc, pero usa concentraciones instantáneas en lugar de concentraciones de equilibrio. Indica el estado actual de la reacción.

• Si Q = Kc, el sistema está en equilibrio.
• Si Q < Kc, la reacción se desplaza hacia la derecha (formación de productos).
• Si Q > Kc, la reacción se desplaza hacia la izquierda (formación de reactivos).

Relación entre Kp y la Temperatura: Ecuación de Van’t Hoff

La ecuación de Van’t Hoff describe cómo Kp varía con la temperatura: ln(Kp₂ / Kp₁) = (ΔH / R) (1/T₁ – 1/T₂).

• Reacción endotérmica (ΔH > 0): Un aumento de temperatura (T₁ > T₂) favorece la reacción.
• Reacción exotérmica (ΔH < 0): Un aumento de temperatura desfavorece la reacción.

Principio de Le Chatelier

Si un sistema en equilibrio se ve alterado por cambios en la presión, concentración o temperatura, el sistema responde contrarrestando el cambio para restablecer el equilibrio.

Efecto de la Temperatura

La temperatura es la única variable que modifica tanto el equilibrio como la constante de equilibrio. Los aumentos de temperatura favorecen procesos endotérmicos, mientras que las disminuciones favorecen procesos exotérmicos.

Efecto de la Presión

Los cambios de presión solo afectan a equilibrios con Δn ≠ 0. Un aumento de presión desplaza el equilibrio hacia donde hay menos moles gaseosos (menor volumen).

Efecto de la Concentración

Un aumento en la concentración de reactivos desplaza el equilibrio hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos desplaza el equilibrio hacia la formación de reactivos.

Equilibrios Heterogéneos y Solubilidad

Una disolución saturada no admite más soluto. La solubilidad es la concentración de una disolución saturada (g/L o mol/L) y depende de la naturaleza de las sustancias y la temperatura. Una sustancia es soluble si la concentración de su disolución saturada es mayor de 0,01 mol/L.

Factores que Afectan la Solubilidad

En compuestos iónicos y disoluciones acuosas:

• Temperatura: Un aumento de temperatura facilita la movilidad iónica y, por tanto, la solubilidad.
• Factor energético: La energía de hidratación debe ser mayor que la energía reticular para que un compuesto se disuelva.
• Factor entrópico: La disolución aumenta el desorden del sistema y, por tanto, la entropía.

Factores que Afectan la Solubilidad de los Precipitados

Efecto del ion común: Al aumentar la concentración del ion común, la solubilidad disminuye para mantener constante el producto de solubilidad (Ks).