Kc, Kp, principio de Le Chatelier, equilibrios heterogéneos - Ejercicios y resumen

Equilibrio químico: ejercicios y resumen (Kc, Kp, Le Chatelier, equilibrios heterogéneos)

Esta lección reúne la teoría esencial del equilibrio químico en forma de resumen y la aplica a problemas tipo PAU: cálculo de constantes, grado de disociación, relación entre Kc y Kp y predicción de desplazamientos.

Resumen teórico

• Equilibrio dinámico: la velocidad directa iguala a la inversa y las concentraciones permanecen constantes.
• Kc para aA + bB ⇌ cC + dD: Kc = [C]^c[D]^d / ([A]^a[B]^b). Solo depende de la temperatura.
• Kp se escribe con presiones parciales y se relaciona con Kc mediante Kp = Kc·(RT)^Δn (R = 0,082 atm·L/(mol·K); Δn = moles gaseosos de productos − de reactivos).
• Cociente de reacción Q: si Q < K avanza hacia productos; si Q > K, hacia reactivos.
• Grado de disociación α: fracción de cada mol inicial que se disocia (0 ≤ α ≤ 1). Si se parte de c₀ mol/L de AB que se disocia en A + B, en el equilibrio hay c₀(1 − α) de AB y c₀α de cada producto.
• Equilibrios heterogéneos: los sólidos y líquidos puros no figuran en K.
• Le Chatelier: el sistema contrarresta la perturbación. Más reactivo → hacia productos; más presión → hacia menos moles de gas; más temperatura → sentido endotérmico (y cambia K); catalizador → no desplaza.

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 (grado de disociación). Se introducen 0,5 mol de PCl₅ en un recipiente de 2 L a 250 °C. Para PCl₅(g) ⇌ PCl₃(g) + Cl₂(g), Kc = 0,042 a esa temperatura. Calcula α, las concentraciones de equilibrio y Kp.

Concentración inicial: c₀ = 0,5/2 = 0,25 M.

En el equilibrio: [PCl₅] = 0,25(1 − α); [PCl₃] = [Cl₂] = 0,25α.

Kc = (0,25α)² / [0,25(1 − α)] = 0,25α²/(1 − α) = 0,042 → 0,25α² + 0,042α − 0,042 = 0.

Resolviendo la ecuación de segundo grado (solución positiva): α = 0,334 (se disocia el 33,4 %).

[PCl₃] = [Cl₂] = 0,25 · 0,334 = 0,084 M; [PCl₅] = 0,25 · 0,666 = 0,166 M.

Δn = 2 − 1 = 1 y T = 523 K: Kp = 0,042 · 0,082 · 523 = 1,80.

Ejemplo 2 (predecir el sentido con Q). Para H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g), Kc = 50. En un momento dado [H₂] = [I₂] = 0,1 M y [HI] = 1,0 M. ¿Está en equilibrio?

Q = 1,0²/(0,1 · 0,1) = 100. Como Q > Kc, no está en equilibrio: la reacción avanza hacia la izquierda, descomponiendo HI hasta que Q = 50.

Ejemplo 3 (equilibrio heterogéneo). Para NH₄HS(s) ⇌ NH₃(g) + H₂S(g), escribe Kp y di qué pasa si se añade más NH₄HS sólido.

Kp = p_NH3·p_H2S (el sólido no aparece). Añadir más sólido no desplaza el equilibrio, porque no cambia ninguna magnitud de la expresión de K.

Ejemplo 4 (Le Chatelier cuantitativo). Una mezcla de H₂, I₂ y HI está en equilibrio (Kc = 50). Razona qué pasa si se duplica el volumen del recipiente a temperatura constante.

En esta reacción hay 2 moles de gas a cada lado (Δn = 0). Al duplicar el volumen todas las concentraciones se reducen a la mitad y el cociente Q no cambia, porque los factores se cancelan en numerador y denominador. Por tanto, el equilibrio no se desplaza, y además Kp = Kc.

Esquema para resolver problemas de equilibrio

• 1) Escribe la reacción ajustada con los estados físicos.
• 2) Construye la tabla inicial / cambio / equilibrio en mol/L, usando x o α.
• 3) Sustituye en la expresión de K (sin sólidos ni líquidos puros) y resuelve.
• 4) Comprueba que ninguna concentración sale negativa y que el resultado es razonable.

Ejercicios

Claves para no fallar

• Trabaja siempre con concentraciones (mol/L), no con moles, salvo que Δn = 0.
• En Kp = Kc(RT)^Δn, T en kelvin y Δn solo con gases.
• Comprueba que α está entre 0 y 1 y descarta la solución negativa de la ecuación.
• Solo la temperatura cambia el valor de K.