Equilibrio químico
Muchas reacciones químicas no se completan totalmente: los reactivos no se transforman por completo en productos, sino que se alcanza un equilibrio en el que coexisten reactivos y productos con concentraciones constantes. El estudio del equilibrio químico es fundamental para la EVAU y para comprender procesos industriales como la síntesis de amoniaco, la producción de ácido sulfúrico o la formación de cavernas calizas.
5.1. Concepto de equilibrio químico
Considérese una reacción reversible: aA + bB ⇌ cC + dD
Inicialmente, la velocidad directa (A+B→C+D) es máxima y la inversa (C+D→A+B) es cero. A medida que avanza la reacción, la concentración de reactivos disminuye (vdirecta disminuye) y la de productos aumenta (vinversa aumenta). Cuando ambas velocidades se igualan, se alcanza el equilibrio dinámico: las reacciones directa e inversa siguen ocurriendo, pero al mismo ritmo, por lo que las concentraciones macroscópicas no cambian.
5.2. Constante de equilibrio
Para la reacción aA + bB ⇌ cC + dD, la constante de equilibrio en función de concentraciones es:
Kc = [C]c · [D]d / ([A]a · [B]b)
En función de presiones parciales (para gases):
Kp = (PC)c · (PD)d / ((PA)a · (PB)b)
Relación entre Kc y Kp:
Kp = Kc · (RT)Δn donde Δn = moles gaseosos productos - moles gaseosos reactivos
⚠️ ImportanteEn la expresión de Kc no se incluyen los sólidos ni los líquidos puros, solo las especies en disolución o gaseosas. K solo depende de la temperatura (no de las concentraciones ni de la presión).
5.3. Significado de K
• K >> 1: el equilibrio está muy desplazado hacia los productos (reacción prácticamente completa).
• K << 1: el equilibrio está desplazado hacia los reactivos (reacción apenas avanza).
• K ≈ 1: cantidades significativas de reactivos y productos en el equilibrio.
5.4. Cociente de reacción (Q) y predicción de la dirección
El cociente de reacción Q tiene la misma expresión que K, pero se calcula con concentraciones en cualquier momento, no solo en el equilibrio.
• Si Q < K: el sistema avanza hacia la derecha (se forman más productos) para alcanzar el equilibrio.
• Si Q > K: el sistema avanza hacia la izquierda (se forman más reactivos).
• Si Q = K: el sistema está en equilibrio.
5.5. Principio de Le Chatelier
El principio de Le Chatelier establece que si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbación, el sistema se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha perturbación.
| Perturbación | Desplazamiento del equilibrio |
|---|
| Aumentar [reactivo] | Hacia la derecha (más productos) |
| Aumentar [producto] | Hacia la izquierda (más reactivos) |
| Aumentar la presión (Δn > 0) | Hacia el lado con menos moles gaseosos |
| Disminuir la presión | Hacia el lado con más moles gaseosos |
| Aumentar la temperatura (rx exotérmica) | Hacia la izquierda (el equilibrio absorbe calor) |
| Aumentar la temperatura (rx endotérmica) | Hacia la derecha |
| Añadir un catalizador | No desplaza el equilibrio (acelera ambas reacciones por igual) |
📘 Ejemplo resueltoSíntesis de amoniaco (proceso Haber-Bosch):
N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) ΔH = -92 kJ/mol
Para maximizar la producción de NH₃ según Le Chatelier:
• Aumentar la presión: desplaza hacia la derecha (4 moles gas → 2 moles gas). Se trabaja a 200-300 atm.
• Disminuir la temperatura: al ser exotérmica, favorece la formación de NH₃. Pero a T baja la reacción es muy lenta. Compromiso: se trabaja a 400-500 °C con catalizador de hierro.
• Retirar NH₃: al disminuir la concentración de producto, el equilibrio se desplaza a la derecha. Se enfría la mezcla para licuar el NH₃ y separarlo.
🎓 Ejercicio tipo EVAUEjercicio tipo EVAU:
En un recipiente de 10 L a 400 °C se introducen 1 mol de N₂ y 3 mol de H₂. En el equilibrio se han formado 0,4 mol de NH₃.
N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g)
a) Calcula las concentraciones en el equilibrio de todas las especies.
b) Calcula Kc.
c) Calcula Kp a 400 °C (673 K).
Solución:
Moles iniciales: N₂ = 1; H₂ = 3; NH₃ = 0
Si se forman 0,4 mol NH₃, se consumen 0,2 mol N₂ y 0,6 mol H₂
Moles equilibrio: N₂ = 0,8; H₂ = 2,4; NH₃ = 0,4
Concentraciones: [N₂] = 0,08 M; [H₂] = 0,24 M; [NH₃] = 0,04 M
b) Kc = (0,04)² / (0,08 × (0,24)³) = 0,0016 / (0,08 × 0,01382) = 0,0016 / 0,001106 = 1,45
c) Δn = 2 - (1+3) = -2. Kp = Kc × (RT)-2 = 1,45 × (0,082 × 673)-2 = 1,45 / (55,2)² = 1,45 / 3047 = 4,76 × 10⁻⁴
✏️ Ejercicios1. Escribe la expresión de Kc para: a) 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g); b) CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g).
2. [EVAU] Para el equilibrio PCl₅(g) ⇌ PCl₃(g) + Cl₂(g), Kc = 0,042 a 250 °C. Si [PCl₅]=0,5 M, [PCl₃]=0,1 M, [Cl₂]=0,1 M, ¿está en equilibrio? ¿Hacia dónde evoluciona?
3. Aplica Le Chatelier: 2 NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g), ΔH = -57 kJ. ¿Qué ocurre al: a) aumentar la presión, b) calentar, c) añadir N₂O₄?
4. ¿Por qué un catalizador no desplaza el equilibrio?
5. [EVAU] En un recipiente de 5 L se introducen 2 mol de HI. A 450 °C, Kc = 0,02 para 2 HI(g) ⇌ H₂(g) + I₂(g). Calcula las concentraciones en el equilibrio.
6. Calcula Kp a partir de Kc = 50 a 727 °C para la reacción: CO(g) + H₂O(g) ⇌ CO₂(g) + H₂(g).
📋 Resumen de la lección- El equilibrio químico es dinámico: las velocidades directa e inversa son iguales.
- Kc y Kp solo dependen de la temperatura.
- Q < K: avanza a la derecha; Q > K: avanza a la izquierda; Q = K: equilibrio.
- Le Chatelier: el sistema contrarresta las perturbaciones (concentración, presión, temperatura).
- Un catalizador no desplaza el equilibrio, solo lo alcanza antes.