Kc, Kp, principio de Le Chatelier, equilibrios heterogéneos

Equilibrio químico: Kc, Kp, principio de Le Chatelier y equilibrios heterogéneos

Muchas reacciones no llegan a completarse: alcanzan un estado en el que reactivos y productos coexisten con concentraciones constantes. Es el equilibrio químico. En esta lección aprenderás a describirlo con las constantes Kc y Kp, a predecir cómo responde ante cambios externos y a tratar equilibrios con sólidos o líquidos puros.

Explicación

1. Equilibrio dinámico

En el equilibrio la reacción no se detiene: la velocidad de la reacción directa es igual a la de la inversa, por lo que las concentraciones dejan de variar.

2. Constante Kc

Para aA + bB ⇌ cC + dD (ley de acción de masas):

Kc = [C]^c[D]^d / ([A]^a[B]^b), con concentraciones molares en el equilibrio.

Kc solo depende de la temperatura. Si Kc es muy grande, el equilibrio está desplazado hacia los productos; si es muy pequeña, hacia los reactivos.

El cociente de reacción Q tiene la misma expresión pero con concentraciones en cualquier momento. Si Q < Kc, la reacción avanza hacia los productos; si Q > Kc, hacia los reactivos; si Q = Kc, está en equilibrio.

3. Constante Kp y relación con Kc

En equilibrios con gases se pueden usar presiones parciales: Kp = p_C^c·p_D^d / (p_A^a·p_B^b). Como p = (n/V)·RT = [ ]·RT:

Kp = Kc·(RT)^Δn, donde Δn = moles de gas de productos − moles de gas de reactivos, R = 0,082 atm·L/(mol·K) y T en kelvin. Si Δn = 0, Kp = Kc.

4. Equilibrios heterogéneos

Cuando intervienen sustancias en distintas fases, los sólidos y líquidos puros no aparecen en la expresión de la constante, porque su concentración es constante. Ejemplo: CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g) tiene Kc = [CO₂] y Kp = p_CO2. Por eso añadir más CaCO₃ sólido no desplaza el equilibrio.

5. Principio de Le Chatelier

Si en un sistema en equilibrio se modifica alguna condición, el sistema evoluciona en el sentido que contrarresta esa modificación:

• Concentración: si se añade un reactivo (o se retira un producto), el equilibrio se desplaza hacia los productos.
• Presión o volumen (gases): al aumentar la presión (reducir el volumen), se desplaza hacia el lado con menos moles de gas. Si Δn = 0, no influye.
• Temperatura: al subirla, se favorece el sentido endotérmico. Es el único factor que cambia el valor de K: en una reacción exotérmica, K disminuye al aumentar T.
• Catalizador: no desplaza el equilibrio; solo hace que se alcance antes.
• Añadir un gas inerte a volumen constante no lo desplaza.

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 (cálculo de Kc y Kp). Para N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), a 500 K, las concentraciones de equilibrio son [N₂] = 0,5 M, [H₂] = 0,3 M y [NH₃] = 0,2 M. Calcula Kc y Kp.

Kc = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³) = 0,2² / (0,5 · 0,3³) = 0,04 / 0,0135 = 2,96.

Δn = 2 − 4 = −2. Kp = 2,96 · (0,082 · 500)⁻² = 2,96 / 1681 = 1,76·10⁻³.

Ejemplo 2 (concentraciones de equilibrio). En un recipiente de 1 L se introducen 1 mol de H₂ y 1 mol de I₂ a 448 °C, donde Kc = 50 para H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g). Calcula las concentraciones en el equilibrio.

Si reaccionan x mol/L: [H₂] = [I₂] = 1 − x y [HI] = 2x. Entonces 50 = (2x)²/(1 − x)²; sacando la raíz, 2x/(1 − x) = 7,07, de donde x = 7,07/9,07 = 0,78. Resultado: [H₂] = [I₂] = 0,22 M y [HI] = 1,56 M.

Ejemplo 3 (Le Chatelier). En la síntesis del amoniaco (ΔH < 0), ¿qué condiciones favorecen la formación de NH₃?

Presión alta (se pasa de 4 a 2 moles de gas), temperatura baja (la reacción directa es exotérmica) y retirar el NH₃ a medida que se forma. En la industria (proceso Haber-Bosch) se trabaja a temperatura moderada con catalizador para que la reacción no sea demasiado lenta.

Ejercicios

Resumen

• Equilibrio dinámico: v_directa = v_inversa. Kc solo depende de T.
• Kp = Kc·(RT)^Δn, con Δn de moles gaseosos.
• En equilibrios heterogéneos los sólidos y líquidos puros no aparecen en K.
• Le Chatelier: el sistema contrarresta el cambio. La presión favorece el lado con menos moles de gas; la temperatura favorece el sentido endotérmico y es la única que cambia K; el catalizador no desplaza el equilibrio.