Química · Unidad 10 — Cinética y equilibrio químico

Equilibrio químico y la constante Kc

Equilibrio no quiere decir que la reacción se detuvo: quiere decir que va igual de rápido para los dos lados. Las concentraciones se congelan, las moléculas no.

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La explicación

Reacciones que vuelven

Muchas reacciones no se completan: apenas hay productos, los productos empiezan a rearmar los reactivos. Se escriben con doble flecha:

N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)

Al principio sólo hay reactivos, así que la reacción directa va rápido y la inversa no existe. A medida que avanza, los reactivos se gastan (la directa se frena) y los productos se acumulan (la inversa se acelera). En algún momento las dos velocidades se cruzan.

Qué es exactamente el equilibrio

equilibrio químico ⟺ velocidad directa = velocidad inversa

Desde afuera no pasa nada: las concentraciones dejan de cambiar y se quedan ahí para siempre si nadie toca el sistema. Adentro pasa de todo: las moléculas siguen reaccionando en los dos sentidos, sólo que a la misma velocidad, así que lo que se destruye se repone. Por eso se lo llama equilibrio dinámico.

Dos aclaraciones que se confunden todo el tiempo:

Las concentraciones quedan constantes, no iguales. Casi nunca son iguales entre sí.
El equilibrio se alcanza igual si se arranca del otro lado, poniendo sólo productos. Se llega al mismo punto.

La ley de acción de masas

Lo notable es que, a una temperatura dada, cierta combinación de esas concentraciones da siempre el mismo número, sin importar con cuánto se arrancó:

para a A + b B ⇌ c C + d D

Kc = ( [C]^c · [D]^d ) / ( [A]^a · [B]^b )

Los productos arriba, los reactivos abajo, y los coeficientes como exponentes. Las concentraciones son las del equilibrio, en mol/L: poner las iniciales es el error más caro del tema.

Qué NO entra en la expresión

Los sólidos puros. Su «concentración» no cambia: moler más carbonato de calcio no pone más carbonato por litro de sólido.
Los líquidos puros, incluido el agua cuando actúa de solvente en una solución diluida.

CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g) → Kc = [CO2]

Sí entran los gases y las especies en solución acuosa. La regla corta: se escriben las (g) y las (ac), se saltean las (s) y las (l).

Qué dice el valor de Kc

Kc muy grande (mucho mayor que 1): en el equilibrio casi todo es producto. La reacción «se completa» casi del todo.
Kc muy chico (mucho menor que 1): casi todo queda como reactivo. Apenas reacciona.
Kc cercano a 1: conviven cantidades comparables de las dos cosas.

Kc no dice nada sobre la velocidad. Una reacción puede tener Kc enorme y tardar años: eso lo decide la Ea, no la constante. Y Kc sólo cambia con la temperatura: agregar reactivo, comprimir o catalizar no lo mueven.

Tres reglas que ahorran cuentas

si se invierte la ecuación → K' = 1 / Kc
si se multiplica por n → K' = Kcⁿ
si se suman dos reacciones → K' = Kc₁ · Kc₂

El procedimiento con tabla

1. Escribí la ecuación balanceada. Sin eso los exponentes salen mal.
2. Pasá todo a mol/L (moles dividido el volumen del recipiente).
3. Armá la tabla con tres renglones: inicio, cambio y equilibrio.
4. En el renglón del cambio, los cambios están en relación de coeficientes: si se consumieron x de uno, se consumieron 3x del que tiene coeficiente 3.
5. Completá el renglón del equilibrio y recién ahí reemplazá en la expresión de Kc.

El paso 4 es el que se saltea y el que rompe todo: los cambios nunca son iguales entre especies con distinto coeficiente.

Un ejercicio resuelto, paso a paso

En un recipiente de 2,0 L se colocan 1,0 mol de H2 y 1,0 mol de I2 y se los deja llegar al equilibrio según H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g). En el equilibrio quedan 0,20 mol de H2. a) Escribí la expresión de Kc. b) Armá la tabla y hallá las concentraciones de equilibrio. c) Calculá Kc. d) ¿Cuánto vale la constante de la reacción inversa?

a) La expresión. Producto arriba, reactivos abajo, coeficientes como exponentes. Los tres son gases, así que los tres entran:

Kc = [HI]² / ( [H2] · [I2] )

b) A mol/L y a la tabla. El recipiente es de 2,0 L, así que ningún dato en moles sirve tal como viene:

[H2]₀ = 1,0 / 2,0 = 0,50 mol/L · [I2]₀ = 0,50 mol/L · [HI]₀ = 0
[H2]eq = 0,20 / 2,0 = 0,10 mol/L

Con eso ya sale el cambio: el H2 pasó de 0,50 a 0,10, así que se consumieron x = 0,40 mol/L.

          H2     I2     HI
inicio   0,50  0,50  0
cambio  −0,40 −0,40 +0,80
equil.   0,10  0,10  0,80

El HI sube 0,80 y no 0,40: su coeficiente es 2. Ese es el renglón donde se pierde la mitad de los ejercicios.

c) El número. Ahora sí, se reemplaza:

Kc = (0,80)² / (0,10 × 0,10) = 0,64 / 0,010 = 64

Control. Kc dio mucho mayor que 1, y coincide con lo que muestra la tabla: en el equilibrio hay bastante más HI que H2 e I2. Si hubiera dado un número chiquito con esa tabla, algo estaría invertido.

d) La inversa. Es la recíproca, sin rehacer ninguna cuenta:

K'(2 HI ⇌ H2 + I2) = 1 / 64 = 0,0156

Tiene sentido: escrita al revés, la reacción casi no ocurre, porque lo que el sistema prefiere es tener HI.

Dónde se cae la mayoría

Reemplazar en Kc las concentraciones iniciales en lugar de las del equilibrio.
Poner los coeficientes multiplicando en vez de como exponentes.
Incluir los sólidos o el agua solvente en la expresión de Kc.
Usar moles en vez de mol/L cuando el recipiente no es de 1 L.
Creer que en el equilibrio las concentraciones son iguales entre sí, o que la reacción se frenó.
Restar la misma cantidad a todos los reactivos sin respetar la relación de coeficientes.

Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.

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Dónde entra este tema en el parcial

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