Equilibrio Químico Definición, constante de equilibrio, y ejemplos

Mahiceth Quintero Valero
Doctora en Química Aplicada

El equilibrio químico es un proceso activo que ocurre en las reacciones químicas, en donde tanto las concentraciones de reactivo y producto se mantienen constantes a través del tiempo de reacción, de modo que, cuando esta se encuentra en equilibrio, por lo tanto, no se producen cambios perceptibles.

Cuando ocurre una reacción química primero se procede a la creación de productos. Al producirse las primeras moléculas del producto, se comienza a formar las moléculas del reactivo es decir ocurre el proceso inverso, y es aquí cuando comienza a alcanzarse el proceso de equilibrio químico donde las velocidades de las reacciones directa e inversa se equilibran y las concentraciones netas de quienes participan en la reacción se mantienen invariables.

Expresión de la constante de equilibrio, y ejemplos didácticos

Durante el siglo XIX los químicos Peter Waage y Cato Guldberd presentaron la ley de acción de masa, la cual expresa la relación entre la concentración de los distintos componentes de una reacción en equilibrio. Considerando la siguiente reacción:

aA + bB ⇌ dD + eE

Donde las letras en mayúsculas describen las especies químicas involucradas y las letras en minúsculas son sus coeficientes estequiométricos, según la ley de acción de masa las condiciones en equilibrio están expresadas de la siguiente manera:

\({{\text{K}}_{\text{c}}}=\frac{{{\left[ \text{D} \right]}^{\text{d}}}{{\left[ \text{E} \right]}^{\text{e}}}}{{{\left[ \text{A} \right]}^{\text{a}}}{{\left[ \text{B} \right]}^{\text{b}}}}\)

La relación mostrada se conoce como la expresión de la constante de equilibrio, donde la constante Kc es la constante de equilibrio y es el número que se obtiene cuando se sustituyen las concentraciones molares en equilibrio, el subíndice c indica que las concentraciones están expresadas en concentración. A continuación, se mostrará un ejemplo de esta expresión para la siguiente reacción:

2NO(g) + Cl2(g) ⇌ 2NOCl(g)

\({{\text{K}}_{\text{c}}}=\frac{{{\left[ \text{NOCl} \right]}^{2}}}{{{[\text{NO}]}^{2}}\left[ \text{C}{{\text{l}}_{2}} \right]}\)

Cuando los componentes de una reacción química se encuentran en estado gaseoso, la expresión de la constante de equilibrio puede venir dada en función a las presiones parciales en equilibrio en unidades de atmósferas (atm), y la constante de equilibrio se expresa como Kp (donde el subíndice p indica presión). Para la reacción general mostrada anteriormente esta se expresa de la siguiente manera:

Kp=\(\frac{\text{P}_{\text{NOCl}}^{2}}{\text{P}_{\text{NO }\!\!~\!\!\text{ }\!\!~\!\!\text{ }\!\!~\!\!\text{ }}^{2}\text{P}_{\text{C}{{\text{l}}_{2}}\text{ }\!\!~\!\!\text{ }\!\!~\!\!\text{ }\!\!~\!\!\text{ }}^{{}}}\)

Normalmente, Kc no es igual que Kp, puesto que las presiones parciales de los reactivos y productos no son iguales a sus concentraciones molares. Para la siguiente reacción en equilibrio en estado gaseoso se puede deducir una relación entre Kc y Kp.

aA(g) ⇌ bB(g)

La expresión para Kc es,

\({{\text{K}}_{\text{c}}}=\frac{{{\left[ \text{B} \right]}^{\text{b}}}}{{{[\text{A}]}^{\text{a}}}}\)

La expresión para Kp es,

Kp=\(\frac{\text{P}_{\text{B}}^{\text{b}}}{\text{P}_{\text{A }\!\!~\!\!\text{ }\!\!~\!\!\text{ }\!\!~\!\!\text{ }}^{\text{a}}}\)

PA y PB representan las presiones parciales de A y de B, si estos se comportan como gas ideal entonces,

PAV=nART

\({{\text{P}}_{\text{A}}}=\frac{{{\text{n}}_{\text{A}}}\text{RT}}{\text{V}}\)

Y

PBV=nBRT

\({{\text{P}}_{\text{B}}}=\frac{{{\text{n}}_{\text{B}}}\text{RT}}{\text{V}}\)

Si se sustituye PA y PB en la expresión para kp, entonces se puede obtener que:

\({{\text{K}}_{\text{p}=}}\frac{{{\left( {}^{\text{ }\!\!~\!\!\text{ }{{\text{n}}_{\text{B}}}\text{RT}}\!\!\diagup\!\!{}_{\text{V}}\; \right)}^{\text{b}}}}{{{\left( {}^{{{\text{n}}_{\text{A}}}\text{RT}}\!\!\diagup\!\!{}_{\text{V}}\; \right)}^{\text{a}}}}=\frac{{{\left( {}^{\text{ }\!\!~\!\!\text{ }{{\text{n}}_{\text{B}}}}\!\!\diagup\!\!{}_{\text{V}}\; \right)}^{\text{b}}}}{{{\left( {}^{{{\text{n}}_{\text{A}}}}\!\!\diagup\!\!{}_{\text{V}}\; \right)}^{\text{a}}}}{{\left( \text{RT} \right)}^{\text{b}-\text{a}}}\)

En este momento \({}^{{{\text{n}}_{\text{A}}}}\!\!\diagup\!\!{}_{\text{V}}\;\) y \({}^{\text{ }\!\!~\!\!\text{ }{{\text{n}}_{\text{B}}}}\!\!\diagup\!\!{}_{\text{V}}\;\) tienen unidades de Mol/L y por lo tanto pueden sustituir por [A] y [B], por lo tanto:

Como generalmente las presiones se expresan en atmósferas (atm) entonces la constante R utilizada es 0,0821 L*atm/k*mol y la expresión se reduce a:

Independientemente de que la expresión este dada en términos de Kc o Kp, la magnitud de estas constantes de equilibrio es muy importante puesto que nos da información sobre la composición de una mezcla en equilibrio, por ejemplo, dada la reacción:

A + B ⇌ C

Entonces, Kc se expresa:

\({{\text{K}}_{\text{c}}}=\frac{\left[ \text{C} \right]}{\left[ \text{A} \right]\left[ \text{B} \right]}=Xx{{10}^{9}}\)

Para que esta constante de equilibrio sea grande el numerador de la expresión de la constante de equilibrio debe ser aproximadamente mil millones de veces mayor que el denominador, por lo tanto la concentración de equilibrio de C, debe ser mayor que las de A y B, es decir el equilibrio se desplaza hacia los productos. Para toda reacción quimica en equilibrio se debe cumplir que:

Si K es mayor a 1, entonces el equilibrio se encuentra a la derecha y predominan los productos.

Si K es menor 1, entonces el equilibrio se encuentra a la izquierda y predominan los reactivos.

Existen algunos sistemas en equilibrio, con mayor complejidad en las que las moléculas de producto de un equilibrio participan en un segundo proceso en equilibrio.

A+B ⇌ C+D

C+D ⇌ E+F

En este caso los productos obtenidos en la primera reacción C y D, reaccionan a su vez para dar lugar a los productos E y D, y pueden expresarse dos constantes de equilibrio:

\(\text{K}_{\text{c}}^{\acute{\ }}=\frac{\left[ \text{C} \right]\left[ \text{D} \right]}{\left[ \text{A} \right]\left[ \text{B} \right]}\)

\(\text{K}_{\text{c}}^{\acute{\ }\acute{\ }}=\frac{\left[ \text{E} \right]\left[ \text{F} \right]}{\left[ \text{C} \right]\left[ \text{D} \right]}\)

Si se suman ambas reacciones se obtiene una reacción general,

B ⇌ C+D
C+D ⇌ E+F
A+B ⇌ E+F

Y la constante de equilibrio para esta reacción general sería:

\({{\text{K}}_{\text{c}}}=\frac{\left[ \text{E} \right]\left[ \text{F} \right]}{\left[ \text{A} \right]\left[ \text{B} \right]}\).

También es posible obtener la misma expresión al multiplicar las constantes kc´ y kc´´

\({{\text{K}}_{\text{c}}}=\text{K}_{\text{c}}^{\acute{\ }}\text{ }\!\!~\!\!\text{ x }\!\!~\!\!\text{ K}_{\text{c}}^{\acute{\ }\acute{\ }}=\frac{\left[ \text{C} \right]\left[ \text{D} \right]}{\left[ \text{A} \right]\left[ \text{B} \right]}x\frac{\left[ \text{E} \right]\left[ \text{F} \right]}{\left[ \text{C} \right]\left[ \text{D} \right]}=\frac{\left[ \text{E} \right]\left[ \text{F} \right]}{\left[ \text{A} \right]\left[ \text{B} \right]}\)

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Referencias bibliográficas

- Chang, Raymond Química, 6ª Edición. Editorial McGraw-Hill, (1999).

- Petrucci, R.H; Herring, F. G; Madura, J.D; Bissonnette, C. Química General, 8a Edición. Editorial Pearson, (2003).

Autora

Escrito por Mahiceth Quintero Valero para la Edición #108 de Definición MX , en 01/2022. Mahiceth es Doctora en Química Aplicada

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