Equilibrio Químico
El equilibrio
químico es uno de los conceptos fundamentales de la química general, analítica
y bioquímica. Permite comprender cómo evolucionan las reacciones químicas
reversibles y cómo se establecen estados dinámicos en los que las
concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo.
Un sistema químico
en equilibrio no implica que la reacción se detiene, sino que ocurre
simultáneamente en ambos sentidos (directo e inverso) a la misma velocidad. Este comportamiento se denomina equilibrio
dinámico.
1. Constante de equilibrio
La constante de
equilibrio (K) es una magnitud que expresa la relación entre las
concentraciones de productos y reactivos cuando una reacción química reversible
alcanza el equilibrio.
Para una reacción general:
La constante de equilibrio se expresa como:
donde las
concentraciones se expresan en mol/L y cada término está elevado a su
coeficiente estequiométrico.
Características de la constante de
equilibrio
- Es constante a temperatura fija.
- No depende de las concentraciones
iniciales.
- No se ve
afectada por catalizadores.
- Indica la extensión de la reacción:
- K >> 1
→ favorece productos.
- K << 1
→ favorece reactivos.
- K ≈ 1 →
cantidades comparables.
También puede
expresarse en función de presiones parciales (Kp) en sistemas gaseosos.
Ejemplo 1
Reacción:
Expresión de equilibrio:
Si Kc es grande, la
reacción favorece la formación de HI.
Ejemplo 2
Reacción:
Esta reacción es
base del proceso Haber para producir amoníaco.
Ejemplo 3
Disociación:
Los sólidos no se
incluyen en la expresión de equilibrio.
2. Principio de Le Chatelier
Establece que
cuando un sistema en equilibrio es perturbado por cambios externos
(concentración, temperatura, presión), el sistema se ajusta para contrarrestar
la perturbación y restablecer el equilibrio.
Factores que
afectan el equilibrio
1. Cambio de
concentración
- Aumentar
reactivos → favorece productos.
- Aumentar
productos → favorece reactivos.
2. Cambio de presión (gases)
- Aumento de presión → lado con menos
moles gaseosos.
- Disminución de presión → lado con más
moles.
3. Cambio de temperatura
- Reacción endotérmica: calor como
reactivo.
- Reacción exotérmica: calor como
producto.
4. Catalizador
Acelera el
equilibrio pero no lo desplaza.
Ejemplo 1
Si aumenta la
temperatura → el equilibrio se desplaza hacia los reactivos.
Ejemplo 2
Aumentar presión →
favorece formación de SO₃ (menos moles gaseosos).
Ejemplo 3
Agregar Fe³⁺
intensifica el color rojo → desplazamiento hacia productos.
3. Equilibrio iónico en agua
El agua es un
electrolito débil que se autoioniza:
Constante del agua:
Este equilibrio es
fundamental para comprender el pH y las reacciones ácido-base.
Conceptos asociados
- pH = −log[H⁺]
- pOH = −log[OH⁻]
- pH + pOH = 14
Tipos de soluciones
- Ácida: [H⁺]
> [OH⁻]
- Básica: [OH⁻]
> [H⁺]
- Neutra: [H⁺] =
[OH⁻]
Ejemplo 1
Si [H⁺] = 1×10⁻³ M:
Solución ácida.
Ejemplo 2
Si [OH⁻] = 1×10⁻⁵
M:
Solución básica.
Ejemplo 3
Agua pura:
4 Titulaciones ácido-base
Las titulaciones
ácido-base son técnicas analíticas utilizadas para determinar la concentración
de un ácido o base mediante reacción con una solución patrón de concentración
conocida.
Se basan en
reacciones de neutralización:
Punto de
equivalencia
Momento en el cual
el número de moles de ácido es igual al de base.
Indicadores ácido-base
Sustancias que
cambian de color según el pH.
Ejemplos:
- Fenolftaleína
(incolora → rosado)
- Naranja de metilo (rojo → amarillo)
Tipos de
titulaciones
1. Ácido fuerte
vs base fuerte
Ejemplo: HCl vs
NaOH
pH en equivalencia
≈ 7.
2. Ácido débil
vs base fuerte
Ejemplo: CH₃COOH vs
NaOH
pH > 7 en equivalencia.
3. Base débil vs
ácido fuerte
Ejemplo: NH₃ vs HCl
pH < 7 en
equivalencia.
Ejemplo 1
25 mL de HCl se
titulan con NaOH 0.1 M.
Se usan 25 mL →
concentraciones iguales.
Ejemplo 2
Titulación de ácido
acético con NaOH:
Se forma acetato y
agua.
Ejemplo 3
Determinación de
acidez en vinagre mediante NaOH estándar.
