Equilibrio químico

En química, muchas reacciones no se completan totalmente, sino que son reversibles. Esto significa que los productos pueden reaccionar entre sí para regenerar los reactivos originales. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de la reacción directa ($v_d$) e inversa ($v_i$) se igualan.

• Estado macroscópico estacionario: A simple vista, las propiedades del sistema (color, presión, concentración) permanecen constantes.
• Naturaleza dinámica: A nivel microscópico, las moléculas siguen reaccionando en ambos sentidos, pero al hacerlo a la misma velocidad, no hay un cambio neto en las concentraciones.
• Sistema cerrado: El equilibrio solo se alcanza si el sistema está cerrado, evitando el intercambio de materia con el entorno.

Propuesta por Guldberg y Waage, establece que para una reacción reversible en equilibrio a una temperatura dada: $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$ Existe una constante de equilibrio, $K_c$, definida como: $K_c = \frac{[C]^c \cdot [D]^d}{[A]^a \cdot [B]^b}$ Donde los corchetes representan concentraciones en molaridad ($mol/L$).

• Significado de $K$: Si $K_c$ es muy grande, el equilibrio está desplazado hacia los productos. Si es muy pequeña, apenas se han formado productos.
• Dependencia térmica: El valor de $K_c$ es exclusivo para cada temperatura; si la temperatura cambia, la constante cambia.

Cuando las sustancias implicadas son gases, es más sencillo medir presiones parciales. Definimos $K_p$ como: $K_p = \frac{P_C^c \cdot P_D^d}{P_A^a \cdot P_B^b}$ La relación entre ambas constantes se deriva de la ecuación de los gases ideales ($PV = nRT$): $K_p = K_c \cdot (RT)^{\Delta n}$ Donde $\Delta n$ es la variación de moles gaseosos (moles productos - moles reactivos). Si $\Delta n = 0$, entonces $K_p = K_c$.

Este principio es fundamental para predecir cómo responderá un sistema en equilibrio ante un cambio externo. Establece que: "Si un sistema en equilibrio se somete a una perturbación, el sistema se desplazará en el sentido que tienda a contrarrestar dicha perturbación".

Si aumentamos la concentración de un reactivo, el sistema se desplazará hacia la derecha (productos) para consumirlo. Si retiramos producto, el sistema también se desplazará hacia la derecha para reponerlo.

Este factor solo afecta significativamente si hay sustancias gaseosas y $\Delta n \neq 0$:

1. Aumento de presión (o disminución de volumen): El sistema se desplaza hacia donde haya menos moles de gas para reducir la presión.
2. Disminución de presión (o aumento de volumen): El sistema se desplaza hacia donde haya más moles de gas.
3. Adición de un gas inerte: Si se añade a volumen constante, la presión total aumenta pero las presiones parciales de los reactivos no cambian, por lo que el equilibrio no se desplaza.

Es el único factor que modifica el valor numérico de la constante de equilibrio.

• Reacciones Exotérmicas ($\Delta H < 0$): Liberan calor. Al aumentar la temperatura (añadir calor), el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (reactivos) y $K$ disminuye.
• Reacciones Endotérmicas ($\Delta H > 0$): Absorben calor. Al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la derecha (productos) y $K$ aumenta.

Un catalizador disminuye la energía de activación tanto de la reacción directa como de la inversa.

• Efecto: Aumenta la velocidad con la que se alcanza el equilibrio.
• Invariabilidad: No modifica las concentraciones finales ni el valor de la constante de equilibrio. Un catalizador no desplaza el equilibrio.

En muchos problemas se utiliza el grado de disociación ($\alpha$), que es la fracción de un mol que ha reaccionado. Se expresa como: $\alpha = \frac{\text{moles reaccionados}}{\text{moles iniciales}}$ Suele expresarse en tanto por ciento (%). En el equilibrio, si empezamos con $n$ moles de reactivo, habrán reaccionado $n\alpha$ y quedarán $n(1-\alpha)$.

El cociente de reacción $Q$ tiene la misma expresión matemática que $K_c$, pero se calcula con las concentraciones en un momento dado, no necesariamente en el equilibrio.

• Si $Q < K_c$: El sistema debe evolucionar hacia la derecha (formar productos).
• Si $Q > K_c$: El sistema debe evolucionar hacia la izquierda (formar reactivos).
• Si $Q = K_c$: El sistema ya está en equilibrio.

Para resolver problemas de equilibrio, se recomienda usar la tabla ICE (Inicio, Cambio, Equilibrio):

Posteriormente, se sustituyen los valores del equilibrio en la expresión de $K_c$ para hallar $x$.

Cuando una sal poco soluble se disuelve en agua, se establece un equilibrio entre la parte sólida no disuelta y los iones en disolución. Ejemplo para el $AgCl$: $AgCl(s) \rightleftharpoons Ag^+(aq) + Cl^-(aq)$ La constante de equilibrio se denomina Producto de Solubilidad ($K_s$): $K_s = [Ag^+][Cl^-]$ La solubilidad molar ($s$) es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver por litro de disolución. En este caso, $K_s = s^2$.

1. Efecto del ion común: Si añadimos una sal que contiene un ion ya presente en el equilibrio (ej. añadir $NaCl$ a una disolución de $AgCl$), el equilibrio se desplaza hacia la formación de sólido. La solubilidad disminuye.
2. Influencia del pH: Si los iones de la sal tienen carácter ácido o básico, el pH afectará. Por ejemplo, en hidróxidos como $Mg(OH)_2$, añadir un ácido ($H^+$) consumirá los $OH^-$, desplazando el equilibrio hacia la derecha y aumentando la solubilidad.

Podemos predecir si se formará un precipitado comparando el producto iónico ($Q_s$) con $K_s$:

• $Q_s < K_s$: Disolución insaturada (no hay precipitado).
• $Q_s = K_s$: Disolución saturada (límite de precipitación).
• $Q_s > K_s$: Disolución sobresaturada (se forma precipitado hasta que $Q_s = K_s$).

La reacción es: $N_2(g) + 3H_2(g) \rightleftharpoons 2NH_3(g)$ con $\Delta H = -92,4 \text{ kJ/mol}$.

• Presión: Al haber 4 moles de gas en reactivos y 2 en productos, se usan presiones muy altas (200-300 atm) para desplazar el equilibrio a la derecha.
• Temperatura: Al ser exotérmica, interesaría una temperatura baja. Sin embargo, a baja temperatura la velocidad es demasiado lenta. Se usa una temperatura de compromiso (~450ºC) junto con un catalizador de hierro.

• Océanos y $CO_2$: El mar actúa como sumidero de $CO_2$ mediante el equilibrio: $CO_2(g) \rightleftharpoons CO_2(aq) \rightleftharpoons H_2CO_3 \rightleftharpoons HCO_3^-$. El aumento de $CO_2$ atmosférico acidifica los océanos.
• Sangre: El transporte de oxígeno por la hemoglobina ($Hb$) es un equilibrio: $Hb + O_2 \rightleftharpoons HbO_2$. En los pulmones (alta presión de $O_2$), el equilibrio se desplaza hacia la oxihemoglobina; en los tejidos (baja presión), se libera el oxígeno.