Pregrado
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El equilibrio químico ocurre cuando una reacción química y su reacción opuesta avanzan a la misma velocidad. En esta situación, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes con el tiempo, aunque no son necesariamente iguales. Esta situación se caracteriza por la constante de equilibrio, que proporciona información valiosa sobre la extensión de la reacción. En esta guía detallada, comprenderemos los conceptos y cálculos relacionados con la constante de equilibrio de una manera simple y comprensible.

Entendiendo la constante de equilibrio

La constante de equilibrio, denotada como K, representa la proporción de la concentración de productos a la concentración de reactivos en el equilibrio. La forma general de una reacción química reversible es:

    AA + BB ⇌ CC + DD

donde A y B son reactivos, C y D son productos, y a, b, c, d son sus respectivos coeficientes estequiométricos. La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción se da como:

    k c = ([c] c [d] d )/([a] a [b] b )

Aquí, [A], [B], [C], [D] denotan las concentraciones molares de las respectivas especies en el equilibrio. El subíndice c en K c indica que la constante de equilibrio se expresa en términos de concentración.

Ejemplo visual de expresión de la constante de equilibrio

Considere la reacción:

    N 2 + 3H 2 ⇌ 2NH 3

La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción será:

    K c = ([NH 3 ] 2 )/([N 2 ][H 2 ] 3 )

Esta expresión muestra que la concentración de amoníaco, NH 3, está al cuadrado, mientras que la concentración de hidrógeno, H 2, está cúbica, reflejando sus coeficientes estequiométricos en la ecuación balanceada.

Diferentes tipos de constantes de equilibrio

La constante de equilibrio se puede expresar en diferentes términos, dependiendo de qué concentraciones o actividades sean prácticamente mensurables. Aquí están los tipos comunes:

KC - basada en concentración

Este es el tipo más común de constante de equilibrio. Utiliza concentraciones molares (mol/L) para expresar el equilibrio entre reactivos y productos gaseosos o acuosos.

KP - basada en presión

Para reacciones gaseosas, la constante de equilibrio también se puede representar en términos de presiones parciales. Esta expresión es similar a la expresión basada en concentración, pero utiliza presiones parciales (atm, bar):

    K P = ( P C C P D D ) / ( P A A P B B )

donde P X representa la presión parcial de la especie X

Ejemplo visual de K p

Si consideramos la reacción:

    2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇌ 2SO 3 (g)

La constante de equilibrio en términos de presión parcial será:

    K p = (P s O 3 2 ) / (P s O 2 2 P O 2 )

El uso de K p es particularmente útil cuando se tratan reacciones que involucran gases a diferentes condiciones de presión.

Relación entre K c y K p

La relación entre K c y K p para una reacción gaseosa a temperatura constante se da por la ecuación:

    K p = K c (RT) Δn

Donde:

  • R es la constante universal de los gases (0.0821 L atm/mol K).
  • T es la temperatura en Kelvin.
  • Δn es el cambio en moles de gas (moles de productos gaseosos - moles de reactivos gaseosos).

Ejemplo visual:

Considere la reacción:

    2NO 2 (g) ⇌ N 2 O 4 (g)

Aquí, Δn = 1 - 2 = -1. La relación entre K c y K p es:

    K p = K c (rt) -1

Calculando la constante de equilibrio

Para calcular la constante de equilibrio, necesita conocer las concentraciones de los reactivos y productos en equilibrio. Aquí hay un método paso a paso para calcular K c :

1. Comience con una ecuación química balanceada

Esto es importante, porque los coeficientes en la ecuación balanceada determinan la forma de la expresión de la constante de equilibrio.

2. Determine la concentración inicial

Identifique las concentraciones iniciales de los reactivos y productos. En muchos casos que involucran gases, estas se pueden proporcionar como presiones parciales.

3. Cambio en la concentración

Use estequiometría y la ecuación balanceada para determinar cómo cambian las concentraciones cuando el sistema alcanza el equilibrio. Utilice la tabla ICE (inicial, cambio, equilibrio) para organizar estos valores.

           Initial change balance
  A(aq) [A] 0 -x [A] eq = [A] 0 - x
  B(aq) [B] 0 − Bx [B] eq = [B] 0 − Bx
  c(aq) [c] 0 + cx [c] eq = [c] 0 + cx

Aquí, x representa el cambio en la concentración dependiendo de la estequiometría de la reacción.

4. Sustituya las concentraciones de equilibrio en la expresión

Inserte las concentraciones de equilibrio obtenidas de la tabla ICE en la expresión de la constante de equilibrio para resolver K c.

Ejemplo de cálculo en texto

Considere la reacción:

  H 2 (g) + I 2 (g) ⇌ 2HI(g)
  Initial: [H 2 ] = 1.00 M, [I 2 ] = 1.00 M, [HI] = 0.00 M
  At equilibrium: [HI] = 1.50 M

Los cambios al usar la tabla ICE serán los siguientes:

           Initial change balance
  h 2 1.00 -x 1.00 - x
  i 2 1.00 -x 1.00 - x
  HI 0.00 +2x 1.50

De [HI] = 1.50 M, obtenemos x = 0.75:

  [h 2 ] = 1.00 - 0.75 = 0.25 m
  [I 2 ] = 1.00 - 0.75 = 0.25 m
  [HI] = 1.50 m

Sustituya estos en la expresión de equilibrio:

  K c = ([HI] 2 )/([H 2 ][I 2 ])
        = (1.50 2 )/(0.25*0.25) = 36

La constante de equilibrio K c es 36.

Factores que afectan la constante de equilibrio

Aunque las constantes de equilibrio tienen un valor fijo para una reacción dada a una cierta temperatura, pueden verse afectadas por los cambios de temperatura. Aquí está cómo la temperatura afecta la constante de equilibrio:

Reacciones exotérmicas

Para reacciones exotérmicas, un aumento en la temperatura disminuirá el valor de K, desplazando el equilibrio hacia los reactivos.

Reacciones endotérmicas

Para reacciones endotérmicas, un aumento en la temperatura aumentará el valor de K, desplazando el equilibrio hacia los productos.

El principio de Le Châtelier se puede usar para predecir la dirección del desplazamiento: un aumento en la temperatura desplaza el equilibrio hacia la absorción del calor adicional.

Principio de Le Chatelier, ejemplo visual

Considere:

  N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g) + calor

Si la temperatura aumenta, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, conduciendo a una acumulación de reactivos, ya que el sistema intentará absorber el calor adicional.

Aplicaciones e importancia de la constante de equilibrio

La constante de equilibrio es de importancia práctica en el campo de la química e industria:

  • Predicción de la dirección de la reacción: La magnitud de la constante de equilibrio proporciona información sobre la dirección en la que la reacción es favorecida. Un valor más grande de K indica una mayor concentración de productos en el equilibrio.
  • Extensión de la reacción: Valores pequeños de K sugieren que la mezcla de la reacción contiene más reactivos que productos en el equilibrio.
  • Procesos industriales: Reacciones como la síntesis de amoníaco (proceso Haber) y ácido sulfúrico (proceso de contacto) tienen constantes de equilibrio que determinan condiciones de operación eficientes en la producción a gran escala.

Conclusión

Comprender cómo calcular e interpretar las constantes de equilibrio es importante en química. Estas constantes proporcionan datos importantes sobre la naturaleza y extensión de las reacciones químicas bajo condiciones de equilibrio, lo cual es fundamental tanto para estudios teóricos como para aplicaciones prácticas. Al dominar los cálculos y conceptos asociados con las constantes de equilibrio, se puede predecir el comportamiento de los sistemas químicos en una variedad de contextos.


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