Equilibrio dinámico en procesos físicos y químicos
Equilibrio significa balance. Solo se alcanza en un sistema cerrado (nada entra ni sale).
Procesos físicos: en una botella cerrada, el agua se evapora y el vapor se condensa. Pasado un tiempo ambos ocurren a la misma velocidad, y la presión de vapor se vuelve constante. El hielo y el agua a 0 °C, y una disolución saturada de azúcar con azúcar de sobra en el fondo, son otros ejemplos.
Procesos químicos: en una reacción reversible, los reactivos forman productos y los productos vuelven a formar reactivos. Al principio la velocidad de ida es alta. Al acumularse productos, sube la velocidad de vuelta. Cuando las dos velocidades se igualan, las cantidades dejan de cambiar.
Se llama dinámico porque la reacción nunca se detiene. Las moléculas siguen reaccionando en los dos sentidos; solo que no vemos ningún cambio neto. Puedes llegar al mismo equilibrio empezando desde cualquiera de los dos lados.
Pruébalo: en el 3D, en el paso 1, mira los recuentos de grises y marrones. Se estabilizan, pero parejas y moléculas sueltas siguen intercambiándose.
Ley del equilibrio y constante de equilibrio Kc
Para una reacción general aA + bB ⇌ cC + dD, a temperatura fija:
Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b
Los corchetes significan concentración molar (mol/L) en el equilibrio. Esta es la ley del equilibrio químico (ley de acción de masas). Los productos van arriba, los reactivos abajo, y cada uno se eleva a su coeficiente.
Reglas para recordar:
- Si inviertes la reacción → la nueva K = 1/K.
- Si multiplicas la ecuación por n → la nueva K = Kⁿ. Si la divides entre 2 → la nueva K = √K.
- Si sumas dos reacciones → se multiplican sus valores de K.
- K solo cambia con la temperatura, no con las cantidades iniciales, la presión ni un catalizador.
Pruébalo: en el paso 2 mueve los deslizadores de inicio. Q siempre termina en el mismo valor de Kc.
Kc y Kp: relación Kp = Kc(RT)^Δn
En los gases, la presión parcial p es proporcional a la concentración: p = (n/V)RT = [X]RT. Al sustituir esto en la expresión se obtiene:
Kp = Kc (RT)Δn, donde Δn = (moles de productos gaseosos) − (moles de reactivos gaseosos).
- Δn = 0 → Kp = Kc (ejemplo: H₂ + I₂ ⇌ 2HI).
- Δn > 0 → Kp > Kc (cuando RT > 1).
- Δn < 0 → Kp < Kc (ejemplo: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, Δn = −2).
Usa R = 0.0831 L bar K⁻¹ mol⁻¹ con la presión en bar y T en kelvin. En Δn solo se cuentan los gases.
Equilibrios homogéneos y heterogéneos
Equilibrio homogéneo: todo está en una sola fase. Ejemplos: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g); CH₃COOH(aq) + C₂H₅OH(aq) ⇌ CH₃COOC₂H₅(aq) + H₂O(l) en disolución.
Equilibrio heterogéneo: hay más de una fase. Ejemplos: CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g); H₂O(l) ⇌ H₂O(g); Ni(s) + 4CO(g) ⇌ Ni(CO)₄(g).
La concentración de un sólido puro o un líquido puro es fija (su densidad no cambia), así que se toma como 1 y no se escribe en K. Por eso, para CaCO₃ ⇌ CaO + CO₂, Kp = p(CO₂). Eso sí, el sólido tiene que estar presente para que exista el equilibrio.
Pruébalo: en el paso 4 cambia la cantidad de CaCO₃. La lectura de CO₂ no se mueve.
Usos de la constante de equilibrio
1. Hasta dónde llega la reacción. K > 10³: casi todo son productos (la reacción es casi completa). K < 10⁻³: casi todo son reactivos (apenas avanza). K entre 10⁻³ y 10³: hay buenas cantidades de ambos.
2. Sentido de la reacción. Escribe Q con las cantidades actuales (no las del equilibrio). Q < K → va hacia la derecha. Q > K → va hacia la izquierda. Q = K → está en equilibrio.
3. Cantidades en el equilibrio. Usa una tabla ICE: Inicial, Cambio, Equilibrio. Pon los valores del equilibrio en K y resuelve para x.
K no dice nada sobre la rapidez con que se llega al equilibrio. Eso es cinética.
K, Q y energía de Gibbs
La energía de Gibbs decide si un cambio puede ocurrir por sí solo. Para una mezcla de reacción:
ΔG = ΔG° + RT ln Q
En el equilibrio ΔG = 0 y Q = K, así que ΔG° = −RT ln K = −2.303 RT log K. Además, ΔG = RT ln(Q/K).
- ΔG° negativo → K > 1 → se favorecen los productos.
- ΔG° positivo → K < 1 → se favorecen los reactivos.
- ΔG° = 0 → K = 1.
Aquí usa R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹ y T en kelvin. Pruébalo: en el paso 5 la lectura muestra cómo ΔG llega a 0 cuando Q vuelve a K.
Rincón del examen
La unidad de Equilibrio suele valer unos 7 puntos en el examen de CBSE de 11.º. Preguntas habituales: escribir las expresiones de Kc/Kp, la relación Kp–Kc, hallar K con tablas ICE, predecir el sentido con Q y problemas de ΔG° = −RT ln K. Escribe siempre la unidad de K cuando te la pidan e indica la temperatura.
Fórmulas y definiciones clave
- Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b
- Kp = Kc (RT)^Δn, Δn = moles de productos gaseosos − moles de reactivos gaseosos
- Reacción inversa: K' = 1/K; multiplicar por n: K' = Kⁿ
- Q < K → hacia la derecha; Q > K → hacia la izquierda; Q = K → equilibrio
- ΔG = ΔG° + RT ln Q; ΔG° = −RT ln K = −2.303RT log K
Ejemplos resueltos
1. Escribe Kc para 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g).
Productos entre reactivos, cada uno elevado a su coeficiente: Kc = [SO₃]² / ([SO₂]²[O₂]).
2. Para H₂ + I₂ ⇌ 2HI, Kc = 50 a 700 K. Halla Kc para 2HI ⇌ H₂ + I₂ y para HI ⇌ ½H₂ + ½I₂.
Invertida: K = 1/50 = 0.02. A la mitad: K = √0.02 = 0.141.
3. Se colocan 1.0 mol de N₂O₄ en un matraz de 1 L. En el equilibrio hay 0.52 mol de NO₂. Halla Kc para N₂O₄ ⇌ 2NO₂.
NO₂ formado = 0.52 mol, así que N₂O₄ gastado = 0.26 mol. [N₂O₄] = 0.74 M, [NO₂] = 0.52 M. Kc = 0.52² / 0.74 = 0.2704/0.74 ≈ 0.37 mol/L.
4. Para N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), Kc = 0.5 L² mol⁻² a 500 K. Halla Kp (R = 0.0831 L bar K⁻¹ mol⁻¹).
Δn = 2 − 4 = −2. RT = 0.0831 × 500 = 41.55. Kp = 0.5 × (41.55)⁻² = 0.5 / 1726.4 ≈ 2.9 × 10⁻⁴ bar⁻².
5. Para A ⇌ B, K = 4. Una mezcla tiene [A] = 0.5 M y [B] = 1.0 M. ¿Hacia dónde irá?
Q = [B]/[A] = 1.0/0.5 = 2. Q (2) < K (4), así que la reacción va hacia la derecha y forma más B.
6. Halla ΔG° a 300 K para una reacción con K = 10 (R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹).
ΔG° = −2.303RT log K = −2.303 × 8.314 × 300 × 1 = −5744 J/mol ≈ −5.74 kJ/mol. Es negativo, así que se favorecen los productos.
7. Para H₂ + I₂ ⇌ 2HI, Kc = 64. Empezamos con 1 mol de H₂ y 1 mol de I₂ en 1 L. Halla las cantidades en el equilibrio.
ICE: H₂ = 1 − x, I₂ = 1 − x, HI = 2x. Kc = (2x)² / (1 − x)² = 64. Raíz cuadrada: 2x/(1 − x) = 8 → 2x = 8 − 8x → x = 0.8. Así, H₂ = I₂ = 0.2 mol, HI = 1.6 mol.
8. ΔG° de una reacción a 298 K es +11.4 kJ/mol. Halla K.
log K = −ΔG°/(2.303RT) = −11400/(2.303 × 8.314 × 298) = −11400/5705.8 ≈ −2.0. K = 10⁻² = 0.01. Se favorecen los reactivos.
Errores comunes
- Poner los reactivos arriba. K siempre es productos entre reactivos.
- Meter sólidos o líquidos puros (como CaCO₃(s) o H₂O(l) como disolvente) dentro de K. Déjalos fuera.
- Contar todos los moles en Δn. Solo cuentan los moles gaseosos.
- Pensar que en el equilibrio la reacción se detiene o que las cantidades de reactivos y productos son iguales. Solo las velocidades son iguales; las cantidades son simplemente constantes.