Entiende por qué una reacción sigue ocurriendo aunque su composición no cambie. Aprende a interpretar temperatura, presión y concentración, y a calcular K y Q.
Qué significa estar en equilibrio
El equilibrio químico es dinámico: las reacciones directa e inversa continúan a la misma velocidad, de modo que no hay cambio neto de composición. En un sistema cerrado y bajo condiciones constantes, las concentraciones permanecen estables.
Reactivos → Productos Reacción directa
Reactivos ← Productos Reacción inversa
En equilibrio: velocidad directa = velocidad inversa
La doble flecha ⇌ indica que ambos sentidos son posibles; no significa que cualquier mezcla ya esté en equilibrio. Algunas reacciones se tratan como prácticamente irreversibles porque el sentido inverso resulta despreciable en las condiciones estudiadas. Eso no permite definir el equilibrio como una reacción detenida.
Los nueve casos siguientes cubren temperatura, volumen, concentración, sólidos, gases inertes y catalizadores. En los ejemplos gaseosos se usa el modelo de gas ideal. g indica gas, s sólido y aq disolución acuosa.
EJEMPLO 1
Un equilibrio que sigue reaccionando
N₂O₄ y NO₂: velocidades iguales, cantidades estables
En un recipiente cerrado y a temperatura constante, una mezcla puede alcanzar equilibrio aunque siga habiendo transformaciones moleculares en ambos sentidos.
N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g)
En equilibrio: velocidad directa = velocidad inversa
La cantidad de NO₂ formada por la reacción directa se compensa con la consumida por la inversa. Las concentraciones se mantienen constantes, pero no tienen que ser iguales entre sí.
Una reacción exotérmica responde de forma distinta al calor y al enfriamiento
Para la ecuación escrita, el cambio de entalpía estándar es aproximadamente −92 kJ a 25 °C. Corresponde a formar 2 mol de NH₃ a partir de los elementos en sus estados estándar.
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)
ΔᵣH° ≈ −92 kJ por la ecuación escrita
Partiendo del equilibrio, enfriar favorece el sentido que forma NH₃; calentar favorece el inverso, manteniendo las demás condiciones de comparación. La temperatura cambia K. Esto describe composición de equilibrio, no rapidez: enfriar también puede hacer más lenta la reacción.
Supón gases ideales, temperatura constante y una mezcla inicialmente en equilibrio. La compresión reduce el volumen y aumenta de inmediato las presiones parciales.
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)
Δn de gas = 2 − (1 + 3) = −2
Al comprimir se favorece la formación de NH₃; al expandir se favorece el sentido inverso. Así se interpretan aumento y disminución de presión cuando proceden de cambiar el volumen. No implica conversión completa ni cambio de K a la misma temperatura.
Lectura teórica de la estequiometría y el signo térmico
La ecuación del cloruro de carbonilo, también llamado fosgeno, representa dos moles gaseosos en el lado izquierdo y uno en el derecho. Su sentido de formación es exotérmico.
CO(g) + Cl₂(g) ⇌ COCl₂(g)
Δn de gas = 1 − (1 + 1) = −1
En el modelo ideal a temperatura constante, compresión (sube la presión) y expansión (baja la presión) favorecen respectivamente derecha e izquierda. Por su signo exotérmico, enfriar favorece la derecha y calentar la izquierda. Es una comparación formal de equilibrio; el fosgeno es extremadamente tóxico y este ejemplo no describe su preparación.
En una mezcla ideal de H₂, I₂ y HI, una compresión isotérmica multiplica todas las concentraciones por el mismo factor. La proporción de equilibrio no cambia.
H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g)
Qc = [HI]² / ([H₂][I₂])
Si todas se duplican: Qc nuevo = (2[HI])² / (2[H₂] × 2[I₂]) = Qc
Hay dos moles gaseosos a cada lado: Δn = 0. Las concentraciones sí aumentan al comprimir; lo que no aparece es una conversión neta adicional por ese cambio de volumen. El resultado usa la aproximación de gas ideal.
En un modelo acuoso que considera el complejo 1:1, aumentar la concentración de Fe³⁺ sin diluir apreciablemente la mezcla favorece la formación del complejo rojizo.
Fe³⁺(aq) + SCN⁻(aq) ⇌ FeSCN²⁺(aq)
Qc = [FeSCN²⁺] / ([Fe³⁺][SCN⁻])
Al aumentar el denominador, Qc cae por debajo de Kc y hay avance neto a la derecha. El hierro sigue en +3: es una complejación, no una reducción. Otras especies y equilibrios pueden importar en mezclas más complejas.
Cuando coexisten ambos sólidos puros y el gas en equilibrio, sus cantidades no se incluyen como concentraciones variables en la expresión de K. Se toma actividad 1 para cada sólido puro.
CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g)
K = p(CO₂) / p° (gas ideal; ambos sólidos presentes)
Añadir más CaCO₃ no modifica la presión de equilibrio de CO₂ a la misma temperatura, si se mantienen esas fases. Si uno de los sólidos se agota, esa condición deja de aplicarse. p° es la presión estándar de referencia.
Considera N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g) como mezcla ideal. El gas añadido no reacciona con ninguna de estas especies.
A temperatura y volumen constantes: pᵢ = nᵢRT/V no cambia para los reactivos
A temperatura y presión total constantes: el volumen aumenta
Con volumen fijo sube la presión total, pero no cambian las presiones parciales de N₂O₄ y NO₂: no hay desplazamiento. Con presión total fija, la expansión favorece el lado con más moles gaseosos, en este caso NO₂. Por eso «aumentar la presión» sin explicar cómo resulta insuficiente.
Un catalizador proporciona una vía de reacción más rápida. Para una reacción dada, a la misma temperatura, acelera la aproximación al equilibrio sin modificar su constante.
Con y sin catalizador: mismo K a la misma temperatura
Si la mezcla ya está en equilibrio, no habrá cambio neto de composición por añadir un catalizador ideal que no retire sustancias. Si aún no lo ha alcanzado, puede cambiar la cantidad observada a un tiempo determinado, porque se llega antes al equilibrio.
El principio de Le Chatelier permite anticipar la respuesta de un sistema inicialmente en equilibrio cuando cambian sus condiciones. La respuesta tiende a contrarrestar la perturbación; no necesariamente la anula ni devuelve las concentraciones a sus valores anteriores.
Cómo interpretar una perturbación
Cambio
Qué comparar
Qué ocurre con K
Temperatura
Si el sentido directo es endo o exotérmico.
Puede cambiar al cambiar T.
Concentración
Qc antes de que la mezcla vuelva a equilibrarse.
Se mantiene si T no cambia.
Volumen de una mezcla gaseosa
Moles gaseosos a ambos lados; presiones parciales.
Se mantiene si T no cambia.
Presión total
Cómo cambió: compresión, gas reactivo o gas inerte.
La presión total por sí sola no decide el desplazamiento.
Los exponentes son los coeficientes de la ecuación, no las cantidades que casualmente hay en el recipiente. Las actividades de los sólidos y líquidos puros se toman como 1 y no se escriben como concentraciones variables. En gases también se utiliza Kp, con presiones parciales.
La constante termodinámica se expresa con actividades adimensionales. Kc y Kp son las formas escolares bajo aproximaciones de disolución diluida o gas ideal. Aquí las concentraciones se introducen en mol/L; en los ejercicios de H₂ + I₂ ⇌ 2HI, las potencias de concentración se cancelan.
Para una reacción y estados definidos, K depende de la temperatura. Un valor grande favorece los productos en la relación de equilibrio, pero no mide velocidad ni garantiza conversión total.
Q tiene la misma expresión, pero usa la composición del momento, esté o no en equilibrio: Q < K implica avance neto directo; Q > K, inverso; Q = K, equilibrio.
Tres ejemplos resueltos para usar Kc, determinar el sentido del cambio y obtener la composición final. Los datos numéricos son propuestos para practicar; no representan mediciones nuevas.
EJEMPLO 10
Calcular K con concentraciones de equilibrio
Datos propuestos: H₂ = 0,100 M; I₂ = 0,0500 M; HI = 0,500 M
Para H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g), se usan las tres concentraciones medidas en equilibrio a una misma temperatura. M significa mol/L.
Kc = [HI]² / ([H₂][I₂])
Kc = 0,500² / (0,100 × 0,0500) = 50,0
El exponente 2 procede del coeficiente de HI. Para la ecuación inversa, Kc = 1/50 = 0,0200; si se duplican todos los coeficientes de la ecuación directa, la constante pasa a 50² = 2500. La composición física no cambia por reescribir la ecuación.
En otra mezcla, todavía no equilibrada, se tienen [H₂] = 0,100 M, [I₂] = 0,100 M y [HI] = 0,200 M. Usa Kc = 50,0.
Qc = 0,200² / (0,100 × 0,100) = 4,00
4,00 < 50,0: avance neto hacia HI
Si Qc fuera mayor que Kc, el avance neto sería hacia H₂ e I₂. Cuando Qc = Kc, las velocidades opuestas se igualan. K por sí sola no dice en qué sentido evolucionará una mezcla: hacen falta sus concentraciones para obtener Q.
Tabla inicial–cambio–equilibrio con datos propuestos
Para otro ejercicio de H₂ + I₂ ⇌ 2HI a temperatura fija y volumen constante, se da Kc = 64. Inicialmente hay 0,100 M de cada reactivo y nada de HI. x es la concentración de H₂ consumida.
[H₂] final = [I₂] final = 0,100 − x
[HI] final = 2x
64 = (2x)² / (0,100 − x)²
8 = 2x / (0,100 − x)
x = 0,0800 M
[H₂] = [I₂] = 0,0200 M; [HI] = 0,160 M
Se toma la raíz positiva porque las concentraciones son no negativas y 0 ≤ x < 0,100 M. Comprobación: 0,160² / 0,0200² = 64. Este ejercicio corresponde a una condición de temperatura distinta de la de Kc = 50; los valores son datos didácticos, no una tabla experimental.
Tabla del ejemplo 12: inicial, cambio y equilibrio
Etapa
[H₂] (M)
[I₂] (M)
[HI] (M)
Inicial
0,100
0,100
0
Cambio
−x
−x
+2x
Equilibrio
0,100 − x
0,100 − x
2x
Con x = 0,0800 M
0,0200
0,0200
0,160
Errores frecuentes
Decir que las dos reacciones se paran. Lo que se anula es el cambio neto.
Igualar las concentraciones. Se igualan velocidades; las concentraciones pueden ser diferentes.
Predecir el sentido solo con K. Hay que comparar la composición actual, mediante Q, con K.
Confundir K con una constante de velocidad. Son magnitudes distintas.
Aplicar «más presión, menos moles» a cualquier cambio de presión. La regla requiere las condiciones adecuadas: por ejemplo, compresión isotérmica de gases ideales.
Incluir sólidos puros en K como concentraciones variables. Su actividad se toma como 1 mientras la fase esté presente.
Escribir calor como una molécula. El signo de ΔH describe energía, no una especie química que entre en K.
Olvidar los coeficientes al hacer cuentas. En H₂ + I₂ ⇌ 2HI, consumir x de H₂ produce 2x de HI.
Ocho ejercicios con respuesta
1. ¿Equilibrio significa que las moléculas dejan de reaccionar?
Ver respuesta
No. Las velocidades directa e inversa se igualan y el cambio neto de composición es cero.
2. ¿[Reactivo] y [Producto] deben ser iguales?
Ver respuesta
No. Son constantes en el tiempo si se mantienen las condiciones, pero pueden tener valores distintos.
3. En el equilibrio de formación de NH₃, ¿qué favorece una expansión isotérmica ideal?
Ver respuesta
El sentido inverso: del lado de N₂ y H₂ hay cuatro moles gaseosos por cada dos del lado de NH₃.
4. Si Qc = 80 y Kc = 50 para H₂ + I₂ ⇌ 2HI, ¿qué sentido predomina inicialmente?
Ver respuesta
El inverso, hacia H₂ e I₂, porque Qc > Kc. El sistema evoluciona hasta Qc = Kc si puede alcanzar el equilibrio.
5. ¿Añadir un catalizador cambia K?
Ver respuesta
No, a la misma temperatura y para la misma reacción. Cambia la rapidez de aproximación al equilibrio.
6. ¿Añadir helio a volumen y temperatura constantes desplaza cualquier equilibrio gaseoso?
Ver respuesta
No en el modelo ideal si el helio es inerte: aumenta la presión total, pero las presiones parciales de las especies reactivas no cambian.
7. En el ejemplo 12, ¿por qué no quedan 0,0800 M de HI?
Ver respuesta
Porque el coeficiente de HI es 2. Por cada x = 0,0800 M consumidos de H₂ se forman 2x = 0,160 M de HI.
8. Si K = 25 para una ecuación, ¿cuánto vale al invertirla?
Ver respuesta
K inversa = 1/25 = 0,0400, a la misma temperatura. No se cambia el estado físico de las sustancias.
