Equilibrio químico
Muchas reacciones no se completan: llegan a un estado donde reactivos y productos coexisten a concentraciones estables. Ese estado es el equilibrio químico.
Equilibrio dinámico
- Las reacciones directa e inversa siguen ocurriendo a la misma velocidad.
- Las concentraciones no cambian a nivel macroscópico.
- Se indica con doble flecha:
A + B ⇌ C + D.
Constante de equilibrio (Kc)
Para la reacción aA + bB ⇌ cC + dD:
- Kc >> 1 → equilibrio favorece productos.
- Kc << 1 → equilibrio favorece reactivos.
- Kc ≈ 1 → concentraciones similares.
- Solo depende de T.
Variantes
- Kp: usa presiones parciales (para gases).
- Kw: equilibrio de autoionización del agua (1×10⁻¹⁴ a 25 °C).
- Ka: constante de acidez.
- Kb: constante de basicidad.
- Ksp: producto de solubilidad.
Cociente de reacción (Q)
Se calcula igual que Kc pero con concentraciones iniciales, no de equilibrio.
- Q < Kc: avanza hacia productos.
- Q = Kc: en equilibrio.
- Q > Kc: avanza hacia reactivos.
Principio de Le Chatelier
Si se perturba un sistema en equilibrio, el sistema se desplaza en la dirección que contrarresta la perturbación.
Perturbaciones
Concentración
- Aumentar [reactivo] → desplaza hacia productos.
- Aumentar [producto] → desplaza hacia reactivos.
Presión (en gases)
- Aumentar presión → desplaza al lado con menos moles de gas.
- Si los moles son iguales, no hay efecto.
Temperatura
- En reacción exotérmica (libera calor): aumentar T desplaza a reactivos.
- En endotérmica (absorbe calor): aumentar T desplaza a productos.
- Kc cambia con T (es la única variable que lo hace).
Catalizadores
- No desplazan el equilibrio — solo hacen que se alcance más rápido.
Casos clásicos
Síntesis de amoníaco (Haber-Bosch)
N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ + calor
- Exotérmica.
- Bajas T favorecen producto (equilibrio) pero cinéticamente es lento.
- Altas P favorecen producto (menos moles en productos).
- Condiciones reales: ~450 °C, 200-300 atm, catalizador de hierro.
- Compromiso entre termodinámica, cinética y costo.
Dimerización del NO₂
2 NO₂ (marrón) ⇌ N₂O₄ (incoloro) + calor
- Exotérmica.
- Frío → predomina el incoloro.
- Caliente → predomina el marrón. Demostración visual.
Equilibrio ácido-base del agua
H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻, Kw = 1×10⁻¹⁴
- Autoionización, muy desplazado a la izquierda.
Equilibrios de solubilidad
Para una sal poco soluble: MX (s) ⇌ M⁺ + X⁻
Efecto del ion común
Si se añade un ion ya presente (M⁺ o X⁻), el equilibrio se desplaza hacia el sólido → disminuye la solubilidad. Explica por qué la sal precipita en salmueras saturadas.
Equilibrio ácido-base y pH
- pH = −log[H⁺].
- pH 7 = neutro (a 25 °C).
- < 7 = ácido, > 7 = básico.
- Tampones (buffers): resisten cambios de pH. Mezcla ácido débil/base conjugada.
- Importante en biología (pH sanguíneo ~7,4 muy regulado).
Equilibrios y biología
- Hemoglobina-O₂: equilibrio que depende de pH, CO₂, T.
- Disociación de ácidos en rutas metabólicas.
- Osmosis — equilibrio de concentración a través de membranas.
Equilibrios y geología
- Diagénesis — equilibrios agua-mineral a lo largo de millones de años.
- Disolución-precipitación de carbonatos en océanos (ciclo del carbono geológico).
- La Problema de la dolomita resuelto involucra equilibrios minerales con defectos cristalográficos.