Equilibrio Químico: Fundamentos y Modificaciones Clave
Clasificado en Química
Escrito el en 
español con un tamaño de 3,82 KB
Equilibrio Químico
El equilibrio químico es una reacción que nunca llega a completarse, porque se produce simultáneamente en ambos sentidos: los reactivos forman productos, y viceversa. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabilizan, se alcanza el equilibrio.
Modificaciones del Equilibrio
Las condiciones del equilibrio pueden ser modificadas, afectando la dirección en que la reacción se desplaza para restablecer el equilibrio. Los factores principales son:
Concentración: Si aumenta la concentración de los reactivos, aumenta la concentración de los productos, desplazando el equilibrio hacia la derecha y obteniendo más producto. Si disminuye la concentración de algún reactivo, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, obteniendo menos producto.
Si aumenta la concentración de algún producto, el equilibrio se desplaza a la izquierda, mientras que si disminuye, se desplaza hacia la derecha.
Presión y Volumen: Al aumentar la presión o disminuir el volumen, el equilibrio se desplaza hacia donde haya menos moles de sustancias gaseosas. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si en una reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio.
Temperatura: Al aumentar la temperatura (T), el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye la temperatura (T), el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).
Principio de Le Chatelier
Un cambio en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación.
Equilibrios Homogéneos y Heterogéneos
Equilibrios Homogéneos: Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico.
Equilibrios Heterogéneos: Si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas.
Ácidos Polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo, el H2CO3 es diprótico. Existen, pues, tantos equilibrios como H+ disocie:
Ejemplo: H2CO3 + H2O ⇌ HCO3- + H3O+
HCO3- + H2O ⇌ CO32- + H3O+
Efecto del Ión Común
Es el desplazamiento de un equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ión en común con la sustancia disuelta.
Ejemplo: disolución de ácido acético y acetato sódico.
Disolución Reguladora (Buffer)
Disolución en la que el pH varía muy poco cuando se diluye o se le añaden pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes. Prácticamente, mantienen el pH constante.
Hidrólisis
Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Las sales en disolución acuosa liberan iones (+ y -) que dan lugar a disoluciones ácidas o básicas. Esta acidez o basicidad se debe a que al menos uno de los iones de la sal reacciona con agua; reacciona aquel ión que procede de ácido o base débil.
Q > Kc (desplazamiento a la izquierda)
Q < Kc (desplazamiento a la derecha)