Clase 18- Equilibrio químico
¿Qué es el Equilibrio?
El equilibrio en química es un estado en el que ocurren dos procesos opuestos a la misma velocidad, lo que provoca que no haya cambios observables a nivel macroscópico.
📌 Ejemplo intuitivo:
Un embotellamiento en una carretera: los autos entran y salen de la congestión a la misma velocidad, manteniendo el número total de autos constante en un momento dado.
🔹 Tipos de equilibrio
🔸 Equilibrio estático: No hay movimiento en el sistema. Ejemplo: una mesa en reposo.
🔸 Equilibrio dinámico: Dos procesos opuestos ocurren simultáneamente con la misma velocidad. Ejemplo: evaporación y condensación del agua en un recipiente cerrado.
Equilibrio Físico y Químico
🔹 Equilibrio Físico
📌 Ocurre cuando hay un cambio de estado o fase, pero la sustancia mantiene su identidad química.
Ejemplo: Equilibrio de evaporación y condensación
H2O(l)⇄H2O(g)H2O(l)⇄H2O(g)
En un vaso cerrado con agua, las moléculas de agua evaporan y condensan a la misma velocidad, alcanzando el equilibrio.
📌 Otros ejemplos de equilibrio físico:
Equilibrio entre hielo y agua líquida: H2O(s)⇄H2O(l)H2O(s)⇄H2O(l)
Equilibrio en disolución y precipitación: NaCl(s)⇄Na+(ac)+Cl−(ac)NaCl(s)⇄Na+(ac)+Cl−(ac)
🔹 Equilibrio Químico
📌 Ocurre cuando una reacción química reversible alcanza un punto donde las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales.
Ejemplo: Producción de amoníaco
N2(g)+3H2(g)⇄2NH3(g)N2(g)+3H2(g)⇄2NH3(g)
Antes del equilibrio: Más reactivos se convierten en productos.
En equilibrio: Se forma amoníaco a la misma velocidad con la que se descompone en N2N2 y H2H2.
📌 Diferencias clave:
Característica | Equilibrio Físico | Equilibrio Químico |
|---|---|---|
Cambio en composición química | ❌ No | ✅ Sí |
Reacciones directas e inversas | ✅ Sí | ✅ Sí |
Ejemplo común | Agua líquida y vapor | Formación de amoníaco |
Procesos Reversibles e Irreversibles
🔸 Proceso Irreversible
Se produce en una sola dirección.
No puede revertirse espontáneamente.
Ejemplo: Combustión de metano
CH4+2O2→CO2+2H2OCH4+2O2→CO2+2H2O
No se puede convertir CO₂ y H₂O de vuelta en CH₄ y O₂ espontáneamente.
🔹 Proceso Reversible
Ocurre en ambas direcciones y puede volver a su estado inicial.
Representado por una doble flecha ⇄⇄.
Ejemplo: Síntesis del ácido carbónico
CO2(g)+H2O(l)⇄H2CO3(ac)CO2(g)+H2O(l)⇄H2CO3(ac)
Reacciones Químicas Irreversibles
✔ Se representan con una flecha simple (→→).
✔ Los reactivos se transforman completamente en productos.
Ejemplo: Neutralización ácido-base
NaOH(ac)+HCl(ac)→NaCl(ac)+H2O(l)NaOH(ac)+HCl(ac)→NaCl(ac)+H2O(l)
Reacciones Químicas Reversibles
✔ Se representan con una doble flecha (↔↔).
✔ Ocurren en ambas direcciones hasta alcanzar el equilibrio.
Ejemplo: Equilibrio del amoníaco
N2(g)+3H2(g)⇄2NH3(g)N2(g)+3H2(g)⇄2NH3(g)
📌 Punto clave:
Si agregamos más N2N2 o H2H2, se formará más NH3NH3.
Si eliminamos NH3NH3, la reacción favorecerá su producción.
Equilibrio Químico
📌 Se alcanza cuando la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa.
Ejemplo: Formación del ácido hipocloroso
Cl2+H2O⇄HClO+HClCl2+H2O⇄HClO+HCl
📌 Características:
Las concentraciones de reactivos y productos son constantes.
No significa que las cantidades de reactivos y productos sean iguales.
Expresión de la Constante de Equilibrio (KeKe)
📌 Se define como la relación entre la concentración de productos y reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos.
Ke=[productos]coeficientes[reactivos]coeficientesKe=[reactivos]coeficientes[productos]coeficientes
Ejemplo:
Ke=[CH3OH][CO][H2]2Ke=[CO][H2]2[CH3OH]
📌 Interpretación de KeKe:
✔ Si Ke>1Ke>1 → Predominan los productos.
✔ Si Ke<1Ke<1 → Predominan los reactivos.
Cociente de Reacción (QcQc)
📌 Nos permite predecir si una reacción alcanzó el equilibrio o en qué dirección se moverá.
Qc=[productos]coeficientes[reactivos]coeficientesQc=[reactivos]coeficientes[productos]coeficientes
✔ Si Qc<KcQc<Kc → Se forman más productos.
✔ Si Qc=KcQc=Kc → La reacción está en equilibrio.
✔ Si Qc>KcQc>Kc → Se forman más reactivos.
📌 CONCLUSIÓN
✅ El equilibrio químico es fundamental en química y tiene aplicaciones en la industria, la medicina y la biotecnología.
✅ La constante de equilibrio KeKe nos indica la proporción de reactivos y productos en una reacción en equilibrio.
1. Definición de Equilibrio
El equilibrio es un estado en el que las propiedades macroscópicas de un sistema no cambian con el tiempo.
Puede ser físico (cuando hay equilibrio entre fases) o químico (cuando hay equilibrio entre reactivos y productos en una reacción química).
2. Equilibrio Físico
Ocurre en procesos donde hay cambios de estado sin transformación química.
Ejemplo: Equilibrio líquido-vapor en un recipiente cerrado, donde la tasa de evaporación es igual a la tasa de condensación.
3. Equilibrio Químico
Se alcanza cuando la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa.
No significa que las concentraciones de reactivos y productos sean iguales, sino que se mantienen constantes con el tiempo.
Representado por una doble flecha en las ecuaciones químicas:
aA+bB⇌cC+dDaA+bB⇌cC+dD
4. Constante de Equilibrio (KK)
Relación matemática que expresa las concentraciones de reactivos y productos en equilibrio.
Se define como:
K=[C]c[D]d[A]a[B]bK=[A]a[B]b[C]c[D]d
Donde los corchetes representan la concentración molar de cada sustancia.
Interpretación de KK:
Si K≫1K≫1, hay más productos que reactivos en equilibrio.
Si K≪1K≪1, hay más reactivos que productos en equilibrio.
Si K≈1K≈1, hay cantidades similares de reactivos y productos.
5. Tipos de Constantes de Equilibrio
KcKc: Usa concentraciones molares.
KpKp: Usa presiones parciales en gases.
Relación entre KcKc y KpKp:
Kp=Kc(RT)ΔnKp=Kc(RT)Δn
Donde RR es la constante de los gases, TT la temperatura en Kelvin y ΔnΔn la diferencia de moles de gases entre productos y reactivos.
6. Principio de Le Châtelier
Si un sistema en equilibrio sufre un cambio (concentración, temperatura, presión), se ajusta para contrarrestarlo y restablecer el equilibrio.
Ejemplos:
Aumento de concentración de un reactivo → Favorece la reacción directa.
Aumento de temperatura (en reacción endotérmica) → Favorece la formación de productos.
Aumento de presión (en reacciones con gases) → Favorece el lado con menos moles gaseosos.
1. Expresión de la Constante de Equilibrio
Para una reacción genérica:
aA+bB⇌cC+dDaA+bB⇌cC+dD
La constante de equilibrio se define como:
K=[C]c[D]d[A]a[B]bK=[A]a[B]b[C]c[D]d
Donde:
KK es la constante de equilibrio.
[A],[B],[C],[D][A],[B],[C],[D] son las concentraciones molares de las sustancias en equilibrio.
a,b,c,da,b,c,d son los coeficientes estequiométricos.
2. Relación entre KcKc y KpKp
Para sistemas gaseosos, la relación entre la constante de equilibrio en términos de concentración (KcKc) y en términos de presión (KpKp) es:
Kp=Kc(RT)ΔnKp=Kc(RT)Δn
Donde:
RR es la constante de los gases (0.0821 L\cdotpatm\cdotpmol−1K−10.0821L\cdotpatm\cdotpmol−1K−1).
TT es la temperatura en Kelvin.
ΔnΔn es la diferencia entre los moles gaseosos de productos y reactivos:
Δn=(moles de productos gaseosos)−(moles de reactivos gaseosos)Δn=(moles de productos gaseosos)−(moles de reactivos gaseosos)
3. Presión Parcial y Equilibrio
La presión parcial de un gas en equilibrio está dada por la ecuación:
Pi=χiPtotalPi=χiPtotal
Donde:
PiPi es la presión parcial del gas ii.
χiχi es la fracción molar del gas ii, definida como χi=nintotalχi=ntotalni.
PtotalPtotal es la presión total del sistema.
4. Principio de Le Châtelier y Cambios de Presión
Cuando hay un cambio de presión en una reacción gaseosa en equilibrio, se usa la ecuación de gases ideales:
PV=nRTPV=nRT
Reordenada en términos de presión:
P=nRTVP=VnRT
Esto implica que un aumento de presión (disminución de volumen) favorece la reacción hacia el lado con menos moles gaseosos.