Equilibrio químico — principio de Le Chatelier y Kc, Kp

El equilibrio químico es el estado de una reacción reversible en el que las reacciones directa e inversa ocurren a la misma velocidad, por lo que la composición global deja de cambiar. No significa que las cantidades a ambos lados sean iguales. En la mayoría de los problemas introductorios de química, las herramientas clave son $Kc$, $Kp$ y el principio de Le Chatelier.

Si necesitas decidir si se favorecen los productos o los reactivos, escribe la expresión de equilibrio. Si necesitas predecir la dirección de un cambio, usa el principio de Le Chatelier o compara $Q$ con $K$.

El equilibrio químico significa velocidades iguales, no cantidades iguales

Considera una reacción reversible:

$$aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$$

En el equilibrio, la velocidad directa es igual a la velocidad inversa. Por eso las cantidades de $A$, $B$, $C$ y $D$ dejan de cambiar con el tiempo.

Esto no significa que las cantidades sean iguales. Un sistema puede estar en equilibrio con la mayoría de reactivos, con la mayoría de productos o con una mezcla más equilibrada. La condición es igualdad de velocidades, no una proporción 50-50.

Cómo escribir la expresión de $Kc$

$Kc$ es la constante de equilibrio escrita con concentraciones, normalmente en $\mathrm{mol/L}$ en química introductoria.

Para la reacción general anterior,

$$Kc = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$

Solo las especies cuyas concentraciones pueden cambiar de forma significativa en la mezcla aparecen en la expresión. En el tratamiento introductorio estándar, los sólidos puros y los líquidos puros se omiten porque sus actividades se consideran constantes.

El valor de $Kc$ da una idea rápida de dónde se encuentra el equilibrio:

• Si $Kc \gg 1$, los productos están favorecidos en el equilibrio.
• Si $Kc \ll 1$, los reactivos están favorecidos en el equilibrio.
• Si $Kc$ está cerca de $1$, ninguno de los dos lados está fuertemente favorecido.

Eso es solo una tendencia. Para resolver un problema real, todavía necesitas la expresión correcta y los exponentes correctos.

Cuándo usar $Kp$ en su lugar

$Kp$ es la constante de equilibrio para equilibrios en fase gaseosa escrita con presiones parciales:

$$Kp = \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)^b}$$

Usa $Kp$ cuando la reacción se describa en términos de presiones parciales gaseosas. Si una reacción no contiene gases, $Kp$ normalmente no es la opción más natural.

Para equilibrios gaseosos, $Kc$ y $Kp$ se relacionan mediante

$$Kp = Kc(RT)^{\Delta n_{\mathrm{gas}}}$$

donde $\Delta n_{\mathrm{gas}}$ es

$$\Delta n_{\mathrm{gas}} = \text{moles de productos gaseosos} - \text{moles de reactivos gaseosos}$$

Esta relación se aplica a equilibrios en fase gaseosa en la forma introductoria habitual. Si no hay gases, $\Delta n_{\mathrm{gas}}$ no es la herramienta en la que debes centrarte.

Ejemplo resuelto: hallar $Kc$ para $N_2O_4(g) \rightleftharpoons 2NO_2(g)$

Supón que una mezcla en equilibrio a cierta temperatura tiene

$$[N_2O_4] = 0.40 \text{ M}, \qquad [NO_2] = 0.20 \text{ M}$$

Entonces

$$Kc = \frac{[NO_2]^2}{[N_2O_4]} = \frac{(0.20)^2}{0.40} = 0.10$$

Así que este equilibrio favorece a los reactivos a esa temperatura porque $Kc < 1$. El paso importante no es memorizar el número. Es notar que el coeficiente $2$ delante de $NO_2$ se convierte en un exponente en la expresión de equilibrio.

Para la misma reacción, $\Delta n_{\mathrm{gas}} = 2 - 1 = 1$, así que

$$Kp = Kc(RT)$$

Eso te indica cómo se conectan la forma en concentración y la forma en presión para esta reacción gaseosa.

Cómo el principio de Le Chatelier predice el desplazamiento

El principio de Le Chatelier es una herramienta de dirección. Si un sistema en equilibrio es perturbado, la posición de equilibrio se desplaza en la dirección que se opone parcialmente a la perturbación.

Responde a la pregunta “¿hacia qué lado se moverá?”. No te dice las cantidades exactas en el nuevo equilibrio.

Cambios de concentración

Añadir un reactivo tiende a desplazar el equilibrio hacia los productos. Añadir un producto tiende a desplazarlo hacia los reactivos. Eliminar una especie tiende a desplazar el equilibrio para reponer parte de lo que se eliminó.

Este atajo solo se aplica a las especies que importan en la expresión de equilibrio. Cambiar la cantidad de un sólido puro por sí solo no genera la misma regla de desplazamiento basada en concentración.

Cambios de presión o volumen

El atajo habitual de presión importa en los equilibrios gaseosos. Si el volumen disminuye, la presión aumenta, y el equilibrio tiende a desplazarse hacia el lado con menos moles de gas. Si el volumen aumenta, el desplazamiento tiende a ser hacia el lado con más moles de gas.

Si ambos lados tienen el mismo número total de moles de gas, este atajo predice que no habrá desplazamiento por un cambio de volumen por sí solo.

Cambios de temperatura

La temperatura es diferente porque puede cambiar el valor de la propia constante de equilibrio.

Trata el calor como parte de la reacción. Para una reacción directa exotérmica, el calor actúa como un producto. Para una reacción directa endotérmica, el calor actúa como un reactivo. Por eso aumentar la temperatura puede favorecer direcciones opuestas en distintas reacciones.

Catalizadores

Un catalizador ayuda al sistema a alcanzar el equilibrio más rápido, pero no cambia por sí solo la posición de equilibrio.

Usa $Q$ frente a $K$ para predecir la dirección

Si sustituyes las concentraciones o presiones actuales en la misma expresión antes de que se alcance el equilibrio, el resultado se llama cociente de reacción, $Q$.

• Si $Q < K$, el sistema tiende a desplazarse a la derecha.
• Si $Q > K$, el sistema tiende a desplazarse a la izquierda.
• Si $Q = K$, el sistema está en equilibrio.

Esto suele ser más fiable que una intuición vaga sobre “favorecer productos” o “favorecer reactivos” porque usa la expresión real.

Errores comunes en problemas de equilibrio químico

Confundir velocidades iguales con cantidades iguales

En el equilibrio, las velocidades son iguales. Las concentraciones no tienen que ser iguales.

Olvidar que los coeficientes se convierten en exponentes

En $Kc$ o $Kp$, los coeficientes se convierten en exponentes. Si la ecuación ajustada tiene $2NO_2$, la expresión usa $[NO_2]^2$ o $(P_{NO_2})^2$.

Incluir sólidos puros o líquidos puros en la expresión

En las expresiones de equilibrio introductorias estándar, los sólidos puros y los líquidos puros se dejan fuera.

Usar el principio de Le Chatelier como si fuera una calculadora

El principio de Le Chatelier da la dirección de forma fiable. No da las cantidades finales exactas.

Suponer que todo cambio altera $K$

A temperatura fija, cambiar la concentración, la presión o el volumen puede desplazar la posición de equilibrio, pero no cambia el valor de $K$. Los cambios de temperatura son la principal excepción en química básica.

Dónde se usa el equilibrio químico

El equilibrio químico aparece en toda la química: reacciones gaseosas, sistemas ácido-base, solubilidad, formación de iones complejos y diseño de reacciones industriales. Importa siempre que una reacción pueda avanzar en ambos sentidos y la composición final dependa de las condiciones.

También conecta ideas que los estudiantes suelen aprender por separado. La cinética explica qué tan rápido cambia un sistema. El equilibrio explica la condición en la que se estabiliza a una temperatura dada.

Prueba un problema de equilibrio similar

Prueba los mismos pasos con

$$H_2(g) + I_2(g) \rightleftharpoons 2HI(g)$$

Primero escribe la expresión de $Kc$. Luego pregúntate qué ocurre si añades más $HI$, o si comprimes el recipiente. Esa segunda pregunta es una comprobación útil porque el número total de moles de gas es el mismo en ambos lados, así que el atajo habitual de presión predice que no habrá desplazamiento.