¿Qué es el equilibrio químico?
La mayoría de las reacciones avanzan en ambos sentidos a la vez. Las moléculas de reactivo se combinan para formar productos mientras las de producto se separan de nuevo, y cuando las dos velocidades se compensan exactamente, las concentraciones se estabilizan en sus valores de equilibrio: no porque algo se haya detenido, sino porque cada cambio se deshace tan rápido como se produce. Esa proporción fija se resume en un número, la constante de equilibrio K: los productos elevados a sus coeficientes, divididos entre los reactivos elevados a los suyos. Para la reacción de Haber, N2 + 3H2 = 2NH3, Kc = [NH3]2/([N2][H2]3). K es una puntuación de pulso de fuerzas: mucho mayor que 1 y ganan los productos; mucho menor, y ganan los reactivos.
La regla que conviene recordar: solo la temperatura cambia K. La concentración, la presión y los catalizadores pueden desplazar la posición del equilibrio, pero nunca modifican la propia constante.
Kc, Kp y el puente entre ambas
Cuando todo está disuelto, K usa concentraciones (Kc); para los gases también sirven las presiones parciales (Kp). Son la misma constante vestida de otra forma, relacionadas por Kp = Kc(RT)Δn, donde Δn cuenta las moléculas gaseosas del lado de los productos menos las del lado de los reactivos. Para la reacción de Haber, Δn = 2−4 = −2, así que Kp es mucho menor que Kc: con Kc = 4,0 a 500 K, la muestra calcula Kp = 2,4×10−3. La termodinámica cierra el círculo desde el otro lado: ΔG° = −RT ln K, así que ΔG° = −10 kJ/mol se convierte en K ≈ 57 (favorecidos los productos) en el panel de Gibbs: una pequeña ventaja de energía libre ya es una razón grande.
Tablas ICE: contabilidad del planteamiento
Para predecir hacia dónde se desplaza una reacción, disponga tres filas: concentraciones Iniciales, Cambio como ±coeficientes·x y Equilibrio como su suma. Después resuelva x. La muestra ICE parte de N2 + 3H2 con 1,0 y 3,0 M y sin amoníaco, con Kc = 4,0; el resolutor encuentra x ≈ 0,65, así que en el equilibrio coexisten unos 0,35 M de N2, 1,06 M de H2 y 1,29 M de NH3; si se sustituyen de nuevo, se reproduce Kc = 4,0, que es exactamente la verificación que muestra el panel. Los libros de texto permiten el atajo de «x es pequeña» cuando reacciona menos del 5 %; esta página, en cambio, resuelve la ecuación completa por bisección, así que no hace falta ninguna suposición.
Q frente a K: ¿en qué sentido desde aquí?
El cociente de reacción Q es la fórmula de K aplicada a las concentraciones que existen ahora mismo, antes de alcanzar el equilibrio. Comparándolas se obtiene la dirección: Q < K, hacia adelante; Q > K, hacia atrás; Q = K, ya está en equilibrio. La muestra de Q es un caso llamativo: con Kc = 4,0 pero Q = 4×104, la mezcla está inundada de productos y la reacción va con fuerza hacia atrás. Q es como un químico predice el sentido de una mezcla propuesta antes de prepararla, y como el cuerpo decide, por ejemplo, si la hemoglobina captará o liberará oxígeno.
Le Chatelier: la regla del estrés
Si se perturba un equilibrio, se desplaza para aliviar la perturbación: añadir reactivo → consume algo de él; quitar producto → se forma más; comprimir una mezcla gaseosa → se desplaza hacia el lado con menos moléculas gaseosas; calentarla → se desplaza en la dirección endotérmica. Fíjese en la letra pequeña del cuadro de la clave de arriba: la temperatura es el único estrés que cambia la propia K (vuelve a calibrar toda la contienda), mientras que la presión y la concentración solo la reposicionan. Un catalizador no cambia ninguna de las dos cosas: acelera igual la reacción directa e inversa, así que el equilibrio se alcanza antes, pero exactamente en el mismo lugar. El proceso Haber es el ejemplo industrial: 4 moléculas gaseosas se convierten en 2, así que la alta presión empuja hacia el NH3, mientras que la temperatura intercambia rendimiento por velocidad.
Ideas erróneas habituales
- Equilibrio significa que la reacción se detuvo. Ambos sentidos siguen funcionando a toda velocidad; solo el cambio neto es cero.
- Añadir reactivo aumenta K. Desplaza temporalmente la posición hacia adelante y Q, y luego el sistema vuelve a la misma K. Solo la temperatura mueve K.
- Un catalizador aumenta el rendimiento. Cambia el tiempo que se tarda en llegar al equilibrio, nunca su posición. Los rendimientos industriales se mueven mediante la temperatura, la presión y la retirada continua del producto.
- En el equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos son iguales. Concentraciones iguales significan K = 1, nada más. En la muestra K = 4,0: los productos ya están cuatro veces favorecidos, sin ser evidentemente iguales.
Herramientas relacionadas: Ácido-base y pH (Ka y Kb son constantes de equilibrio), Termoquímica (de donde salen ΔG y K) y Cinética (las velocidades que fijan la rapidez con que se alcanza el equilibrio).
