Química · Unidad 10 — Cinética y equilibrio químico
Cociente de reacción y el principio de Le Châtelier
Q es la misma cuenta que Kc pero hecha en cualquier momento. Compararlos dice hacia dónde va a moverse el sistema, y Le Châtelier dice qué pasa cuando alguien lo perturba desde afuera.
La explicación
El cociente de reacción Q
Q se calcula exactamente igual que Kc —mismos exponentes, mismas exclusiones— con una sola diferencia: se usan las concentraciones del momento, estén o no en equilibrio.
Eso lo convierte en una brújula. Comparándolo con Kc se sabe para qué lado va a correr el sistema, sin resolver nada:
Q > Kc → sobra producto. La reacción retrocede hacia los reactivos (a la izquierda) hasta que Q baje a Kc.
Q = Kc → ya está en equilibrio. No se mueve.
El razonamiento es directo: Q tiene los productos arriba, así que avanzar hacia los productos lo sube y retroceder lo baja. El sistema siempre se mueve en el sentido que acerca Q a Kc.
El principio de Le Châtelier
Dice que si se perturba un sistema en equilibrio, el sistema se desplaza en el sentido que atenúa la perturbación. No la cancela: la amortigua.
Cambios de concentración
Agregar una sustancia desplaza el equilibrio hacia el lado contrario al que está esa sustancia; sacarla, hacia el lado donde está.
- Agregar un reactivo → se desplaza a la derecha (más producto).
- Sacar un producto a medida que se forma → también a la derecha. Es el truco industrial de siempre: se destila el producto y la reacción nunca llega a frenarse.
- Agregar un producto → a la izquierda.
Kc no cambia en ninguno de estos casos. Lo que cambia son las concentraciones, que se reacomodan hasta que el cociente vuelve a valer lo mismo.
Cambios de presión y volumen (sólo con gases)
Comprimir el recipiente sube todas las concentraciones a la vez. El sistema responde corriéndose hacia el lado con menos moles de gas, que es la forma de bajar la presión.
expandir (bajar P) → hacia el lado con MÁS moles de gas
Dos casos que se preguntan seguido:
- Si hay la misma cantidad de moles de gas a los dos lados, cambiar la presión no desplaza nada.
- Agregar un gas inerte a volumen constante tampoco desplaza nada: sube la presión total, pero ninguna concentración cambia, así que Q sigue igual.
Temperatura: el único cambio que mueve Kc
La forma práctica es escribir el calor como si fuera una especie más:
endotérmica: reactivos + calor ⇌ productos
Calentar es «agregar calor», así que desplaza hacia el lado contrario al que está escrito. En una exotérmica, calentar corre el equilibrio hacia los reactivos y Kc disminuye; enfriar hace lo opuesto. En una endotérmica, calentar corre hacia los productos y Kc aumenta.
Por eso el enunciado siempre tiene que decir si la reacción libera o absorbe calor: sin ese dato, la pregunta de temperatura no se puede contestar. Y hay que tener presente que este es el único cambio que modifica el valor de la constante.
El catalizador, otra vez
Un catalizador no desplaza el equilibrio ni cambia Kc. Acelera la reacción directa y la inversa en la misma proporción, así que el sistema llega antes al mismo punto. Lo que se gana es tiempo, no rendimiento.
El procedimiento
2. Si es de concentración, mirá de qué lado de la ecuación está la sustancia tocada.
3. Si es de presión, contá los moles de gas de cada lado (los sólidos y líquidos no cuentan).
4. Si es de temperatura, buscá en el enunciado si libera o absorbe calor y ubicá el calor como una especie más.
5. Antes de contestar, preguntate si el cambio toca a Kc: sólo la temperatura lo hace.
Para N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g), que libera calor, la constante a cierta temperatura vale Kc = 0,50. En un recipiente se mide [N2] = 0,50 mol/L, [H2] = 0,20 mol/L y [NH3] = 0,10 mol/L. a) Calculá Q y decidí si el sistema está en equilibrio. b) Indicá hacia dónde se desplaza. c) ¿Qué pasa si se comprime el recipiente? d) ¿Y si se lo calienta?
a) El cociente. Misma expresión que Kc, con las concentraciones que hay ahora:
Q = 0,010 / ( 0,50 × 0,0080 ) = 0,010 / 0,0040 = 2,5
Como Q = 2,5 y Kc = 0,50, Q ≠ Kc: el sistema no está en equilibrio.
b) Hacia los reactivos. Q es mayor que Kc, o sea que hay más producto del que corresponde. Para que Q baje hasta 0,50 tiene que achicarse el numerador y crecer el denominador: parte del amoníaco se descompone y el equilibrio se corre a la izquierda.
c) Se comprime → hacia los productos. Hay que contar moles de gas a cada lado:
Comprimir sube la presión, y el sistema la atenúa yéndose al lado que ocupa menos: la derecha. Kc no cambia.
d) Se calienta → hacia los reactivos, y Kc baja. La reacción libera calor, así que el calor se ubica del lado de los productos:
Calentar es agregar algo que está a la derecha, así que el equilibrio se corre a la izquierda. Y este es el único de los cuatro cambios que modifica el valor de Kc: la nueva constante va a ser menor que 0,50.
Dónde se cae la mayoría
- Calcular Q con la expresión de otra reacción o sin los exponentes. Q usa exactamente la misma fórmula que Kc.
- Contestar una pregunta de temperatura sin fijarse si la reacción libera o absorbe calor.
- Decir que Kc cambió al agregar reactivo o al comprimir. Sólo la temperatura cambia Kc.
- Contar todas las moles de la ecuación al analizar la presión, incluyendo sólidos y líquidos. Sólo cuentan los gases.
- Pensar que un catalizador aumenta la cantidad de producto en el equilibrio.
- Creer que el desplazamiento cancela la perturbación: la atenúa, y la sustancia agregada nunca vuelve a su valor original.
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.
Practicar Cociente de reacción y el principio de Le Châtelier →Dónde entra este tema en el parcial
- Segundo parcial — El equilibrio del trióxido de azufre25 puntos · resuelto paso a paso
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