Muchas reacciones no llegan a completarse: los productos vuelven a formar reactivos y, al cabo de un tiempo, ambas reacciones ocurren a la misma velocidad. Es el equilibrio químico, un estado dinámico en el que las concentraciones ya no cambian. Saber calcularlo y desplazarlo es fundamental en la industria (síntesis del amoniaco) y en la PAU, donde suele aparecer un problema con tabla de concentraciones.
Objetivos
- Escribir la expresión de Kc y Kp y relacionarlas
- Resolver problemas de equilibrio con tablas de concentraciones y el grado de disociación
- Predecir el sentido de una reacción con el cociente Q
- Aplicar el principio de Le Chatelier
- Calcular solubilidades a partir de Ks y predecir la precipitación
1. Constante de equilibrio
a A + b B ⇌ c C + d D ; Kc =
Kp = ; Kp = Kc · (R · T)Δn
- K ≫ 1: el equilibrio está desplazado hacia los productos ; K ≪ 1: hacia los reactivos.
- Si se invierte la ecuación, K pasa a 1/K ; si se multiplica por n, K pasa a Kn.
- Relación con la termodinámica: ΔG° = −R · T · ln K.
2. Problemas de equilibrio y grado de disociación
N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g): se introduce 1 mol de N₂O₄ en un recipiente de 2 L y se disocia un 20 %
- c₀ = 0,5 mol/L ; α = 0,2
- Equilibrio: [N₂O₄] = 0,5 · (1 − 0,2) = 0,4 M ; [NO₂] = 2 · 0,5 · 0,2 = 0,2 M
- Kc = = 0,1
- A 298 K: Kp = 0,1 · (0,082 · 298)¹ ≈ 2,44
PCl₅(g) ⇌ PCl₃(g) + Cl₂(g), Kc = 0,04. Se parte de 0,2 mol/L de PCl₅
- Equilibrio: [PCl₅] = 0,2 − x ; [PCl₃] = [Cl₂] = x
- = 0,04 ⟹ x² + 0,04x − 0,008 = 0
- x ≈ 0,0717 mol/L ⟹ α = ≈ 0,358 (35,8 %)
Cociente de reacción (Q): Misma expresión que K pero con las concentraciones en un instante cualquiera. Si Q < K, la reacción avanza hacia los productos; si Q > K, hacia los reactivos; si Q = K, está en equilibrio.
3. Principio de Le Chatelier
Si en un sistema en equilibrio se modifica alguna condición, el sistema evoluciona en el sentido que contrarresta esa modificación hasta alcanzar un nuevo equilibrio.
| Cambio | Desplazamiento | ¿Cambia K? |
|---|---|---|
| Añadir un reactivo / retirar un producto | Hacia los productos | No |
| Aumentar la presión (reducir el volumen) | Hacia donde hay menos moles de gas | No |
| Aumentar la temperatura | En el sentido endotérmico | Sí |
| Añadir un catalizador | Ninguno (se llega antes) | No |
| Añadir un gas inerte a volumen constante | Ninguno | No |
Síntesis de Haber: N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), ΔH < 0
- Presión alta: de 4 moles de gas a 2 ⟹ favorece el NH₃
- Temperatura baja favorece el NH₃ (exotérmica), pero la reacción es muy lenta
- Industrialmente: unos 200 atm, unos 450 °C y catalizador de hierro (compromiso entre rendimiento y velocidad)
4. Equilibrios de solubilidad
AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) ; Ks = [Ag⁺] · [Cl⁻] = s²
Solubilidad del AgCl (Ks = 1,8 · 10−10 ; M = 143,4 g/mol)
- s = √(1,8 · 10−10) ≈ 1,34 · 10−5 mol/L
- En g/L: 1,34 · 10−5 · 143,4 ≈ 1,92 · 10−3 g/L
- Precipitación: si el producto iónico Q > Ks, precipita; si Q < Ks, no.
- Efecto del ion común: añadir un ion que ya está en el equilibrio disminuye la solubilidad (en NaCl 0,1 M, s(AgCl) = 1,8 · 10−10/0,1 = 1,8 · 10−9 mol/L).
Recuerda
- Kc = productos/reactivos elevados a sus coeficientes; sin sólidos ni líquidos puros.
- Kp = Kc · (RT)Δn, con R = 0,082 atm·L/(mol·K).
- Q < K: hacia productos ; Q > K: hacia reactivos.
- Le Chatelier: el sistema contrarresta el cambio; solo la temperatura cambia K.
- Ks = s² (AB) o 4s³ (AB₂); precipita si Q > Ks; el ion común reduce s.
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.