¿Qué es el equilibrio químico?
El equilibrio químico es un estado estable en el que no hay ningún cambio neto en la cantidad de reactivo (es decir, reactivo) y producto que están presentes. «Sin cambio neto» no significa que no haya ningún cambio; más bien significa que no hay ningún cambio general.
Por ejemplo, si 300 automóviles cruzaron un puente hacia el este y 300 automóviles cruzaron el puente hacia el oeste, 600 automóviles cambiaron de qué lado del puente estaban, pero no hubo un cambio neto en el número de automóviles a cada lado del puente.
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Del mismo modo, en una reacción reversible en equilibrio ({eq}reactantes \rightleftharpoons productos {/eq}), algunos reactivos se convierten en productos y algunos productos se convierten en reactivos, pero no hay un cambio neto en las concentraciones de reactivos o productos. Las flechas dobles indican que la reacción es reversible, es decir, los reactivos pueden convertirse en productos y los productos pueden convertirse en reactivos.
Ley de acción de masas
La Ley de Acción de Masas establece que la velocidad de una reacción química es proporcional a la cantidad de reactivo presente (específicamente, el producto de las masas de los reactivos elevadas a sus respectivos coeficientes de la ecuación química balanceada). Por ejemplo, teniendo en cuenta que el coeficiente es 1 cuando no está escrito ninguno, la velocidad de la reacción {eq}2A + B \rightleftharpoons 3C + 2D {/eq} sería proporcional a la masa de A al cuadrado multiplicada por la masa de B.
Más tarde se descubrió que la Ley de Acción de Masas es válida sólo para reacciones elementales, pero sigue siendo importante, ya que sirve como base de la constante de equilibrio, que es válida para cualquier reacción.
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¿Qué es la constante de equilibrio?
Para aquellos que se preguntan «¿Qué es la constante de equilibrio?», la definición de constante de equilibrio es: la relación producto-reactivo en una reacción reversible en la que no habrá ningún cambio neto en las concentraciones.
La constante de equilibrio ({eq}K, K_c, K_P, ~o~ K_{eq} {/eq}) depende de la temperatura, por lo que su valor es estable solo a una temperatura determinada. Además de cambiar la temperatura, no hay forma de alterar la constante de equilibrio. Por ejemplo, agregar más producto o reactivo no cambiará K.
Si K > 1, entonces el estado de equilibrio tiene mucho producto (cuando una fracción es mayor que 1, su numerador es mayor que su denominador). Por el contrario, si K < 1, entonces el estado de equilibrio es pesado en reactivos (cuando una fracción es menor que 1, su numerador es menor que su denominador).
Cómo encontrar la constante de equilibrio (K)
La fórmula para expresar la constante de equilibrio para la reacción reversible acuosa o gaseosa {eq}aA + bB \rightleftharpoons cC + dD {/eq} es: {eq}K~or~K_c = \frac{[C]^c[D ]^d}{[A]^a[B]^b} {/eq} para especies acuosas, o {eq}K~or~K_P = \frac{[P_C]^c[P_D]^d}{[ P_A]^a[P_B]^b} {/eq} para especies gaseosas, donde A y B son los reactivos, C y D son los productos, los paréntesis significan las molaridades (concentraciones) en equilibrio, las P indican las presiones parciales en equilibrio, y las letras minúsculas son los coeficientes de la reacción química equilibrada.
Cualquier reactivo y/o producto que sea sólido o líquido se excluye de la expresión K, ya que sus concentraciones son constantes (son una cuestión de densidad y masa molar, las cuales son constantes), por lo que se incluyen en el valor de K.
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Ejemplo de constante de equilibrio
Pruebe el siguiente ejemplo de constante de equilibrio: escriba la expresión de la constante de equilibrio para la reacción {eq}2A(aq) + B(l) \rightleftharpoons 3C(aq) + D(aq) + E(s) {/eq}.
Como se excluyen los sólidos y los líquidos, la expresión correcta es: {eq}K = \frac{[C]^3[D]}{[A]^2} {/eq}. El numerador de la expresión son los productos acuosos elevados a sus coeficientes y el denominador de la expresión es el reactivo acuoso elevado a su coeficiente.
Problemas como estos pueden tener letras genéricas, como éste, o especies químicas reales, como {eq}Cl_2 {/eq}. De cualquier manera, el procedimiento es el mismo.
Un ejemplo de una constante de equilibrio de la vida real es {eq}K = \frac{(P_{HCl})^2}{P_{H_2} \cdot P_{Cl_2}} = 1,6 \times 10^{33} {/ eq} para la reacción {eq}H_2(g)+Cl_2(g) \rightleftharpoons 2HCl(g) {/eq} a 300 K. Nota: la «K» en «300 K» significa Kelvin, no la constante de equilibrio.
¿Qué es el cociente de reacción?
La constante de equilibrio sólo describe las condiciones de equilibrio; no refleja la relación producto-reactivo en un instante dado. Para representar esas concentraciones en un momento dado, los químicos usan el cociente de reacción (Q). Para aquellos que se preguntan «¿Qué es el cociente de reacción?», el cociente de reacción es la relación producto/reactivo en un momento dado. Si ese momento es durante el equilibrio, entonces Q = K. De lo contrario, los valores de Q y K son diferentes.
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Cómo calcular el cociente de reacción (Q)
Q se utiliza para encontrar la relación producto-reactivo en un momento dado, de modo que esa relación pueda compararse con K. Si Q = K, entonces el sistema está en equilibrio. Si Q {eq}\ne {/eq} K, entonces el valor de Q comparado con el valor de K determinará si la reacción avanzará o retrocederá.
- Si Q < K, la reacción continuará para producir más productos.
- Si Q > K, la reacción procederá hacia atrás para producir más reactivos.
- Si Q = K, no habrá cambio neto.
Aunque K y Q representan conceptos diferentes, usan la misma expresión: {eq}Q = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} {/eq} para especies acuosas, o {eq}Q = \frac{[P_C]^c[P_D]^d}{[P_A]^a[P_B]^b} {/eq} para especies gaseosas, donde A y B son las reactivos, C y D son los productos, los paréntesis significan molaridad, P significa presión parcial y las letras minúsculas son los coeficientes de la reacción química. Los sólidos y líquidos quedan excluidos de la expresión, al igual que K.
El procedimiento para calcular Q es:
1) Equilibrar la reacción.
2) Escriba el numerador de la expresión como la concentración de los productos acuosos o gaseosos elevados a sus coeficientes y escriba el denominador de la expresión como la concentración de los reactivos acuosos o gaseosos elevados a sus coeficientes. Para especies acuosas, utilice la molaridad (M); para especies gaseosas utilizar presión parcial (atm).
3) Introduzca las concentraciones o presiones parciales de los reactivos y productos en la expresión.
Ejemplo de cociente de reacción
Al aprender a encontrar el cociente de reacciones, resulta útil practicar con un problema de ejemplo. Recuerde equilibrar la reacción primero.
Encuentre el cociente de reacción (Q) para {eq}H_2O(g)+C(s) \rightleftharpoons H_2(g)+CO_2(g) {/eq} cuando {eq}P_{H_2O} = 2 ~atm, P_{ H_2} = 1~atm {/eq} y {eq}P_{CO_2} = 3 ~atm {/eq}.
La reacción tal como está escrita no está equilibrada porque el número de átomos de oxígeno del reactivo no es igual al número de átomos de oxígeno del producto. Para equilibrar el oxígeno, pon un 2 delante del agua. Luego, para equilibrar el hidrógeno, coloca un 2 delante del gas hidrógeno: {eq}2H_2O(g)+C(s) \rightleftharpoons 2H_2(g)+CO_2(g) {/eq}.
Para escribir la expresión Q, ignora el carbono puro porque es un sólido. Entonces, {eq}Q = \frac{[H_2]^2[CO_2]}{[H_2O]^2} {/eq}.
Al conectar las presiones parciales se obtiene {eq}Q = \frac{(1 ~atm)^2(3 ~atm)}{(2 ~atm)^2} = 0,75 {/eq}. Nota: Q no tiene unidades a pesar de que no se cancelaron todos los cajeros automáticos.
Cociente de reacción y constante de equilibrio
El cociente de reacción y la constante de equilibrio tienen algunas similitudes y diferencias importantes, como se muestra en la tabla.
| Equilibrio constante | Cociente de reacción | |
|---|---|---|
| Abreviatura | k | q |
| ¿Se deben utilizar concentraciones de equilibrio? | Sí | No |
| ¿Cambios durante una reacción? | no (a menos que la temperatura cambie) | Sí |
| Estados de materia | (aq) y (g) | (aq) y (g) |
| Expresión para {eq}aA + bB \rightleftharpoons cC + dD {/eq} | {eq}\frac{[P_C]^c[P_D]^d}{[P_A]^a[P_B]^b} ~o~ \frac{[C]^c[D]^d}{[A] ^a[B]^b} {/eq} | {eq}\frac{[P_C]^c[P_D]^d}{[P_A]^a[P_B]^b} ~o~ \frac{[C]^c[D]^d}{[A] ^a[B]^b} {/eq} |
Como se analizó anteriormente, K y Q tienen la misma expresión pero K está en equilibrio y Q no. Q es simplemente una instantánea de la relación producto/reactivo en un momento dado.
No mezcles K y Q aunque compartan una fórmula. Una forma de recordar cuál es cuál es usar las q como ayuda: cociente de reacción Q versus constante de equilibrio K.
El principio de Le Chatelier
El principio de Le Chatelier establece que, cuando un sistema en equilibrio (Q = K) se perturba fuera del equilibrio (Q {eq}\ne {/eq} K), se ajustará para restablecer el equilibrio.
Un sistema que estaba en equilibrio puede salir temporalmente del equilibrio realizando una o más de las siguientes acciones:
- Agregar más de uno o más reactivos
- Agregar más de uno o más productos
- Eliminación de uno o más reactivos.
- Eliminar uno o más productos
- Cambiar la temperatura (esto alterará K para que el sistema se ajuste para alcanzar el nuevo valor K)
- Cambiar la presión (para reacciones gaseosas)
Cuando se restablece el equilibrio, las concentraciones individuales o presiones parciales no serán las mismas que durante el equilibrio inicial pero el valor de Q volverá a ser igual al valor de K.
Resumen de la lección
El equilibrio químico significa que no hay un cambio neto en la cantidad de reactivo y producto presentes. La constante de equilibrio ({eq}K, K_c, K_P, ~o~ K_{eq} {/eq}), que se basa en la Ley de Acción de Masas, es igual a las molaridades de equilibrio o presiones parciales de la sustancia acuosa o gaseosa. productos elevados a sus coeficientes divididos por las molaridades de equilibrio o presiones parciales de los reactivos acuosos o gaseosos elevados a sus coeficientes. Su expresión es {eq}\frac{[P_C]^c[P_D]^d}{[P_A]^a[P_B]^b} ~o~ \frac{[C]^c[D]^d}{ [A]^a[B]^b} {/eq}. El cociente de reacción (Q) usa la misma expresión que K, pero Q usa los valores de concentración o presión parcial tomados en un momento dado, mientras que K usa los valores de concentración o presión parcial en equilibrio. Tanto en K como en Q se omiten los líquidos y los sólidos.
El equilibrio (Q = K) se puede mantener si todos los factores permanecen iguales. Si un factor cambia de manera que perturbe el equilibrio, entonces, según el principio de Le Chatelier, una reacción reversible se ajustará para restablecer el equilibrio. Si Q < K, la reacción continuará para producir más productos. Si Q > K, la reacción procederá hacia atrás para producir más reactivos.
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