Fundamentos del Equilibrio Químico: Principios y Cálculos Esenciales

Equilibrio Químico: Conceptos Fundamentales y Cálculos

El equilibrio químico es un estado en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, y las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes a lo largo del tiempo.

Constantes de Equilibrio: Kc y Kp

La constante de equilibrio, Kc, se expresa en términos de concentraciones molares para reacciones en fase acuosa o gaseosa:

Kc = [C]c [D]d / [A]a [B]b

Donde [X] representa la concentración molar de la especie X, y a, b, c, d son los coeficientes estequiométricos de la reacción general:

aA + bB ↔ cC + dD

Para reacciones que involucran gases, la constante de equilibrio Kp se expresa en términos de presiones parciales:

Kp = (PC)c (PD)d / (PA)a (PB)b

La relación entre Kp y Kc es:

Kp = Kc * (RT)Δn

Donde R es la constante de los gases ideales, T es la temperatura en Kelvin, y Δn es la variación del número de moles de gas (moles de productos gaseosos - moles de reactivos gaseosos).

Cociente de Reacción (Q): Predicción del Desplazamiento

El cociente de reacción (Q) tiene la misma forma que la expresión de Kc, pero utiliza las concentraciones (o presiones parciales) en un momento dado, no necesariamente en el equilibrio. Permite predecir la dirección del desplazamiento del equilibrio:

• Si Q < Kc: La reacción se desplazará hacia la derecha (hacia los productos) para alcanzar el equilibrio.
• Si Q = Kc: El sistema ya está en equilibrio.
• Si Q > Kc: La reacción se desplazará hacia la izquierda (hacia los reactivos) para alcanzar el equilibrio.

Grado de Disociación

El grado de disociación es el cociente entre el número de moles de una sustancia que se han disociado y el número total de moles iniciales de esa sustancia.

Principio de Le Chatelier: Predicción de Desplazamientos del Equilibrio

El Principio de Le Chatelier establece que si se aplica una perturbación externa a un sistema en equilibrio, el sistema se desplazará en una dirección que minimice esa perturbación.

Efecto de la Temperatura

La temperatura es el único factor que afecta el valor de la constante de equilibrio (Kc o Kp).

• Si la reacción es endotérmica (absorbe calor, ΔH > 0):
  • Un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia la derecha (favorece la formación de productos).
  • Una disminución de temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda (favorece la formación de reactivos).
• Si la reacción es exotérmica (libera calor, ΔH < 0):
  • Un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda (favorece la formación de reactivos).
  • Una disminución de temperatura desplaza el equilibrio hacia la derecha (favorece la formación de productos).

Efecto de las Concentraciones

La adición o eliminación de reactivos o productos no cambia el valor de la constante de equilibrio, pero sí modifica las concentraciones de las demás especies para restablecerlo.

• Aumento de reactivos: El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
• Disminución de reactivos: El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
• Aumento de productos: El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
• Disminución de productos: El equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Efecto de la Presión y el Volumen (solo para gases)

• Aumento de presión (o disminución de volumen): El equilibrio se desplaza hacia donde haya menor número de moles de gas.
• Disminución de presión (o aumento de volumen): El equilibrio se desplaza hacia donde haya mayor número de moles de gas.

Adición de Gas Inerte

• Si se añade un gas inerte a volumen constante: La presión total del sistema aumenta, pero las presiones parciales de los gases reaccionantes no cambian, por lo que el equilibrio no se altera.
• Si se añade un gas inerte a presión constante: El volumen del sistema aumenta, lo que provoca un desplazamiento del equilibrio similar al de una disminución de presión.

Solubilidad y Producto de Solubilidad (Ks)

La solubilidad es la concentración máxima (generalmente en mol/L) que un soluto puede disolver en un disolvente dado a una temperatura específica, formando una disolución saturada.

Tipos de Sustancias según su Solubilidad

• Sustancias solubles: Se disocian completamente en sus iones en la disolución.
• Sustancias poco solubles: Alcanzan un equilibrio entre el sólido no disuelto y sus iones en disolución, expresado mediante la constante del producto de solubilidad (Ks).

Ejemplo de Ks: Hidróxido de Zinc (Zn(OH)₂)

Para el hidróxido de zinc, la disociación en equilibrio es:

Zn(OH)2(s) ↔ Zn2+(aq) + 2OH-(aq)

La expresión de Ks es:

Ks = [Zn2+][OH-]2

Si 's' es la solubilidad molar de Zn(OH)₂, entonces [Zn²⁺] = s y [OH^-] = 2s. Sustituyendo en la expresión de Ks:

Ks = s * (2s)2 = s * 4s2 = 4s3

De donde se puede despejar la solubilidad 's':

s = ∛(Ks/4)

Ácidos y Bases: Teoría de Brønsted-Lowry

Según la teoría de Brønsted-Lowry:

• Un ácido es una sustancia que cede protones (H⁺).
• Una base es una sustancia que capta protones (H⁺).

Reacciones Ácido-Base y Pares Conjugados

En una reacción ácido-base, un ácido cede un protón para formar su base conjugada, y una base capta un protón para formar su ácido conjugado:

Ácido(I) + Base(II) ↔ Base Conjugada(I) + Ácido Conjugado(II)

Ejemplos:

• Ácido fuerte con agua:
  HCl(aq) + H2O(l) ↔ Cl-(aq) + H3O+(aq)
  (HCl es el Ácido I, H₂O es la Base II; Cl^- es la Base Conjugada I, H₃O⁺ es el Ácido Conjugado II)
• Base débil con agua:
  NH3(aq) (Base I) + H2O(l) (Ácido II) ↔ NH4+(aq) (Ácido Conjugado I) + OH-(aq) (Base Conjugada II)

Ácidos y Bases Fuertes y Débiles

• Bases Fuertes: Se disocian completamente en disolución acuosa, liberando iones OH^-.

  NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)

• Ácidos y Bases Débiles: Se disocian o ionizan parcialmente en disolución acuosa, estableciendo un equilibrio.
  • Ácido Débil (HA):
    HA(aq) + H2O(l) ↔ A-(aq) + H3O+(aq)
    La constante de acidez (Ka) se define como: Ka = [A-][H3O+] / [HA]
  • Base Débil (B):
    B(aq) + H2O(l) ↔ BH+(aq) + OH-(aq)
    La constante de basicidad (Kb) se define como: Kb = [BH+][OH-] / [B]

Producto Iónico del Agua (Kw) y Escala de pH

Producto Iónico del Agua (Kw)

El agua pura sufre una autoionización en pequeña medida, estableciendo un equilibrio:

H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OH-(aq)

La constante de este equilibrio es el producto iónico del agua (Kw):

Kw = [H3O+][OH-]

A 25°C, el valor de Kw es 1.0 x 10-14.

Existe una relación importante entre las constantes de acidez y basicidad de un par conjugado y Kw:

Ka * Kb = Kw

Clasificación de Disoluciones según la Concentración de H₃O⁺

• Disoluciones Ácidas: [H3O+] > 10-7 M
• Disoluciones Neutras: [H3O+] = 10-7 M
• Disoluciones Básicas: [H3O+] < 10-7 M

Concepto de pH y pOH

El pH es una medida de la acidez o basicidad de una disolución, definida como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio:

pH = -log[H3O+]

De manera similar, el pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidroxilo:

pOH = -log[OH-]

A 25°C, la relación entre pH y pOH es:

pH + pOH = 14

Balanceo de Ecuaciones Redox por el Método del Ion-Electrón

El balanceo de ecuaciones de óxido-reducción (redox) es crucial para comprender las reacciones electroquímicas.

Ajuste en Medio Básico

Para balancear una semirreacción o reacción redox en medio básico:

1. Balancear todos los átomos excepto oxígeno (O) e hidrógeno (H).
2. Balancear los átomos de oxígeno (O) añadiendo el doble de iones OH^- en el lado deficiente de O.
3. Balancear los átomos de hidrógeno (H) añadiendo moléculas de H₂O en el lado opuesto a los OH^-.
4. Balancear las cargas añadiendo electrones (e^-) al lado más positivo.
5. Multiplicar las semirreacciones por coeficientes adecuados para igualar el número de electrones transferidos.
6. Sumar las semirreacciones y simplificar especies idénticas en ambos lados.

Ajuste en Medio Ácido

Para balancear una semirreacción o reacción redox en medio ácido:

1. Balancear todos los átomos excepto oxígeno (O) e hidrógeno (H).
2. Balancear los átomos de oxígeno (O) añadiendo moléculas de H₂O en el lado deficiente de O.
3. Balancear los átomos de hidrógeno (H) añadiendo iones H⁺ en el lado deficiente de H.
4. Balancear las cargas añadiendo electrones (e^-) al lado más positivo.
5. Multiplicar las semirreacciones por coeficientes adecuados para igualar el número de electrones transferidos.
6. Sumar las semirreacciones y simplificar especies idénticas en ambos lados.