Equilibrio Químico

El equilibrio químico se alcanza cuando la velocidad con que los reactivos forman los productos es igual a la velocidad con que los productos pueden formar nuevamente reactivos. Esto se representa como: A + B ⇌ C + D, donde la velocidad directa es igual a la velocidad inversa.

Tipos de Solutos en Agua

Electrolitos: Son sustancias que, disueltas en agua, se disocian formando iones (cationes y aniones). Los electrolitos pueden ser ácidos, bases y sales.

Ejemplos:

• Ácido: HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac)
• Base: KOH(ac) → K+(ac) + OH-(ac)
• Sal: KCl(ac) → K+(ac) + Cl-(ac)
• Cu(NO₃)₂(ac) → Cu²⁺(ac) + 2NO₃^–(ac)

Electrolitos Fuertes: Son aquellos que se disocian completamente en solución. No establecen equilibrio; se disocian completamente en sus iones.

Ejemplos:

• Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-
• HCl → H⁺ + Cl^–

Electrolitos Débiles: Son aquellos que se disocian parcialmente en medio acuoso, estableciendo un equilibrio químico.

Ejemplos:

• CH₃COOH(ac) + H₂O ⇌ CH₃COO^–(ac) + H₃O⁺(ac)
• NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^–

No Electrolitos: Son sustancias que, disueltas en agua, no se disocian en iones, por lo que no conducen la electricidad. Conservan su estructura molecular.

Clasificación de Electrolitos

Equilibrio Químico

Es el estado que alcanzan las reacciones químicas reversibles en el que la rapidez de la reacción en sentido directo (formación de productos) es igual a la rapidez en sentido inverso (regeneración de los reactivos), manteniéndose las concentraciones de todas las especies involucradas invariables.

Equilibrio: aA + bB ⇌ cC + dD

Donde:

• a, b, c y d: Coeficientes estequiométricos de la reacción balanceada.
• A, B, C y D: Compuestos químicos.
• ⇌: Indica que la reacción es reversible.

Naturaleza del Equilibrio Químico

El equilibrio es de tipo termodinámico, es decir, las concentraciones de las especies involucradas dependen de la temperatura a la cual ocurre la reacción química.

A + B ⇌ C + D (T₁)

A + B ⇌ C + D (T₂)

Características del Equilibrio Químico

• Es dinámico (la reacción nunca se detiene).
• Las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales.
• La posición de equilibrio depende de la temperatura.
• Si el estado de equilibrio es perturbado, se establece un nuevo estado de equilibrio, con concentraciones de las especies distintas al equilibrio inicial, pero manteniendo la misma constante de equilibrio.
• Está representado por una constante de equilibrio, la cual expresa la relación entre las concentraciones de productos y reactivos.

Ley de Acción de Masas

Las concentraciones de las especies que intervienen en un estado de equilibrio están relacionadas entre sí por un valor constante (constante de equilibrio = K_e).

Tipos de Constantes de Equilibrio

La constante de equilibrio se determina por el producto de las concentraciones de los productos, elevados a sus coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos, elevados a sus coeficientes estequiométricos.

a) Constante Termodinámica: Se aplica a medios gaseosos.

K_c: Constante de equilibrio que se relaciona con la concentración molar (mol/L).

K_p: Constante que depende de las presiones parciales (P = presión parcial).

K_x: Constante que depende de la fracción molar.

b) Constante de Ionización:

Donde K_a: constante de ionización ácida y K_b: constante de ionización básica.

c) Constante del Producto de Solubilidad (K_ps): Equilibrio heterogéneo entre una sustancia ligeramente soluble y sus iones en una disolución saturada.

K_ps = Producto de las concentraciones de los iones en la disolución saturada.

Características de la Constante de Equilibrio

• Es un valor adimensional (no tiene unidades).
• Solo depende de la temperatura de la reacción.
• La expresión de la constante de equilibrio solo incluye especies en estado gaseoso o acuoso (se excluyen líquidos y sólidos).
• Se puede expresar en función de las concentraciones molares (K_c), presiones parciales (K_p) y fracciones molares (K_x).
• Si los coeficientes estequiométricos de una reacción se multiplican por un factor, la constante se eleva a ese factor.
• Si el sentido de una reacción se invierte, la constante correspondiente será el inverso de la constante original.
• Al sumar algebraicamente varias reacciones, la constante de la reacción resultante es el producto de las constantes de las reacciones sumadas.

Clasificación de las Reacciones de Equilibrio

1. Equilibrio Homogéneo: Todas las especies se encuentran en la misma fase. Ejemplo: H₂(g) + Cl₂(g) ⇌ 2HCl(g)
2. Equilibrio Heterogéneo: Las especies se encuentran en fases diferentes.

Importancia de la Magnitud de la Constante de Equilibrio

• K grande: A + B ⇌ C + D (C y D son mucho mayores que A y B; el equilibrio se desplaza hacia los productos).
• K pequeña: A + B ⇌ C + D (A y B son mucho mayores que C y D; el equilibrio se desplaza hacia los reactivos).

La constante de equilibrio, a temperatura constante, permite predecir la dirección de la reacción y calcular las concentraciones en el equilibrio.

Cálculo de la Concentración en el Equilibrio

• Si se conoce K_c, se pueden calcular las concentraciones en el equilibrio a partir de las concentraciones iniciales.
• Un cambio positivo representa un incremento en la concentración en el equilibrio.
• Un cambio negativo representa una disminución en la concentración en el equilibrio.

Principio de Le Chatelier

Si un sistema en equilibrio es perturbado, la reacción se desplazará espontáneamente en la dirección que contrarreste la perturbación y restablezca el equilibrio.

Perturbaciones del Estado de Equilibrio en Medio Gaseoso

1. Modificación de la Concentración: aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g)

• 1.1 Adición de A, B o ambos: Desplazamiento en sentido directo (formación de productos).
• 1.2 Adición de C, D o ambos: Desplazamiento en sentido inverso (formación de reactivos).
• 1.3 Sustracción de A, B o ambos: Desplazamiento en sentido inverso (formación de reactivos).
• 1.4 Sustracción de C, D o ambos: Desplazamiento en sentido directo (formación de productos).
• 1.5 Adición y sustracción aleatoria: Se calcula el cociente de reacción (Q).

• Q > K: Desplazamiento en sentido inverso.
• Q < K: Desplazamiento en sentido directo.
• Q = K: Estado de equilibrio.

2. Modificación de la Temperatura:

• 2.1 Reacción Endotérmica (absorción de energía):

Aumento de temperatura: Desplazamiento directo.

Disminución de Temperatura: Desplazamiento inverso.

• 2.2. Reacción Exotérmica:

Aumento de Temperatura: Desplazamiento inverso.

Disminución de Temperatura: Desplazamiento directo.

3. Modificación del Volumen:

• 3.1 Aumento del volumen: Desplazamiento hacia donde hay mayor número de moles gaseosos (expansión).
• 3.2 Disminución del volumen: Desplazamiento hacia donde hay menor número de moles gaseosos (compresión).

4. Cambio de Presión:

• 4.1 Cambio de volumen: Se aplica el criterio de modificación del volumen.
• 4.2 Cambio de temperatura: Se aplica el criterio de modificación de la temperatura.
• 4.3 Adición/sustracción de un componente: Se aplica el criterio de modificación de la concentración.

Definiciones:

• Sistema Isotérmico: Temperatura constante.
• Sistema Isocórico: Volumen Constante.
• Sistema Isobárico: Presión Constante.
• Sistema Cerrado: No hay transferencia de masa, pero sí de energía calórica.

5. Adición de un Gas Inerte: No afecta el estado de equilibrio ni las presiones parciales.

6. Adición de un Catalizador: No afecta el estado de equilibrio; acelera por igual las reacciones directa e inversa.

Equilibrio Químico en Medio Acuoso

Electrolitos Fuertes: Se disocian completamente.

1. Ácidos fuertes (algunos ácidos inorgánicos): HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄ (solo la primera protonación).
2. Hidróxidos solubles: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂.
3. Sales solubles: NaCl, K₂SO₄, NH₄NO₃, Al₂(SO₄)₃, KNO₃.

Electrolitos Débiles: Se disocian parcialmente.

• HNO₂, HClO, HF, H₂CO₃, H₃PO₄, H₂SO₄ (segunda ionización), HCN, H₂S.
• Ácidos carboxílicos: RCOOH ⇌ RCOO^– + H⁺(ac)
• Bases nitrogenadas: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^–
• Aminas: Primaria (R-NH₂), secundaria (R₂-NH), terciaria (R₃-N).

Enlace Iónico: Equilibrio que involucra la formación de iones.

Tipos de Equilibrio Iónico en Medio Acuoso

a) Equilibrio Ácido-Base:

• HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^– (K_a)
• B + H₂O ⇌ OH^– + BH⁺ (K_b)

b) Equilibrio de Solubilidad:

c) Equilibrio de Formación de Complejos:

Ca²⁺ + EDTA^4- ⇌ Ca(EDTA)^2- (Ion Complejo)

d) Equilibrio Óxido-Reducción (Redox):

• 2Fe²⁺ + Cl₂ ⇌ 2Fe³⁺ + 2Cl^–
• Fe²⁺ + Pb⁴⁺ ⇌ Fe³⁺ + Pb²⁺

Factores que Afectan el Estado de Equilibrio en Medio Acuoso (Temperatura Constante)

a) Efecto del Ion Común: Ocurre cuando a una solución en equilibrio iónico se le añade una especie que genera iones comunes a los del equilibrio, desplazándolo hacia la especie no iónica (sentido inverso).

b) Efecto Salino: Ocurre cuando la especie débil está disuelta en una solución con iones no comunes. Depende de:

• La carga de los iones: A mayor carga, mayor efecto salino.
• La fuerza iónica (μ): A mayor fuerza iónica, mayor efecto salino.

Comportamiento del Efecto Salino:

• Fuerza iónica ≤ 0.1: El efecto salino depende solo de la fuerza iónica.
• Fuerza iónica ≥ 0.1: El efecto salino depende de factores adicionales (carga y diámetro iónico).
• Fuerza iónica > 1: Comportamiento impredecible.

Diferencias clave:

• Ion Común: Desplaza el equilibrio hacia la especie no iónica.
• Efecto Salino: Desplaza el equilibrio hacia la especie iónica.