El documento explica el concepto de equilibrio químico, incluyendo la constante de equilibrio Kc, cómo se ven afectadas las concentraciones de las especies químicas, y cómo pequeños cambios en la temperatura, presión u otras condiciones pueden desplazar el equilibrio.

1. Estado de equilibrio. El estado de equilibrio de un sistema es aquel en el que las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales, por lo que las concentraciones de todas las sustancias que intervienen en el proceso permanecen constantes. El equilibrio es una situación dinámica ya que las reacciones siguen produciéndose. Dos tipos de equilibrios: Homogéneos: todas lasa especies presentes están en la misma fase. Heterogéneos: las especies químicas presentes se encuentran en distintas fases Si la reacción es una disociación, el reactivo no se disociará completamente, solamente reaccionará una parte de los moles iniciales. Se define el grado de disociación α :

2. Constante de equilibrio Kc Para una reacción a A +b B ↔ c C + d D la expresión de la constante de equilibrio es: Ley de acción de masas Las especies A, B, C, D se encuentran en la misma fase. [A], [B], [C], [D] representan las concentraciones de cada especie elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos. La constante de equilibrio Kc es característica de cada reacción. No depende de las cantidades iniciales de reactivos y de productos. Su valor es diferente para cada temperatura. Sus unidades dependen de la expresión matemática que la define. Significado de Kc Kc muy elevada (Kc>>1). El numerador es mucho más grande que el denominador. Indica que la cantidad de productos en el equilibrio es mucho mayor que la de reactivos. El equilibrio está muy desplazado hacia la derecha. Kc muy pequeña (Kc<<1). El denominador es mucho mayor que el numerador. Indica que la cantidad de producto formado en el equilibrio es muy pequeña en comparación con la cantidad de reactivo. El equilibrio está muy desplazado hacia la izquierda.

3. Cociente de reacción Q Para una reacción a A +b B ↔ c C + d D el cociente de reacción Q se obtiene: Q se diferencia de Kc en que las concentraciones [A], [B], [C], [D] pueden ser las de cualquier instante de la reacción y pueden adoptar cualquier valor. No es necesario que la reacción esté en equilibrio. El sistema no está en equilibrio. El numerador de la expresión es mayor que el que correspondería al equilibrio. El sistema evolucionará reaccionando hacia la izquierda con más intensidad que hacia la derecha. Se desplaza hacia ← Q>Kc El sistema está en equilibrio. Q=Kc El sistema no está en equilibrio. El numerador de la expresión es menor que el que correspondería al equilibrio. Para llegar al equilibrio el sistema evolucionará reaccionando hacia la derecha con mayor intensidad que hacia la izquierda. Se desplaza hacia -> Q<Kc

4. Constante de equilibrio en función de las presiones parciales Kp Para un equilibrio homogéneo entre gases a A (g) + b B (g) ↔ c C (g) + d D (g) , la expresión de la constante de equilibrio Kp es: P A , P B ,P C ,P D son las presiones parciales de A,B,C,D respectivamente. La constante Kp es característica de cada reacción. No depende de las cantidades iniciales de los productos y reactivos. Su valor cambia con la temperatura. Su unidad depende de la expresión matemática que la define. Relación entre Kc y Kp Donde ∆n=(c+d)-(a+b). Si el número de moles al pasar de reactivos a productos no cambia, entonces ∆n=0 y Kp = Kc

5. Equilibrios heterogéneos Si en un equilibrio hay implicadas sustancias sólidas o líquidas, la expresión de Kc queda simplificada. En la expresión no aparecen las concentraciones de sólidos y líquidos puros a una temperatura determinada, ya que estas concentraciones son constantes no dependiendo de la cantidad de sustancia. A (s) ↔ c C (g) + d D (g) Kc= [C] c [D] d Energía libre y constante de equilibrio Para cualquier proceso químico se cumple que: ∆G=∆G o +RTlnQ ; donde Q es cociente de reacción y R= 8’31 l·mol -1 K -1 . Si el sistema está en equilibrio ∆G=0 y Q=K, entonces: ∆ G o =RT·lnK Relación entre ∆G o y K Cuanto mayor sea ∆G o , más tiende el equilibrio a estar desplazado hacia los reactivos (K<<1) K<1 ∆ G o >0 Cuanto menor sea ∆G o , más tiende el equilibrio a estar desplazado hacia los productos (K>>1) K>1 ∆ G o <0

6. Modificaciones del equilibrio. Principio de Le Chatelieur Según el principio de Le Chatelieur, cuando se produce una perturbación en algunas de las variables que intervienen en el estado de equilibrio de un sistema (presión , volumen concentración y temperatura) el sistema evoluciona de manera que contrarresta el efecto de esta perturbación y se establece un nuevo estado de equilibrio. La única perturbación que modifica el valor de K es la temperatura. Cambios en las concentraciones Si aumenta la concentración de una sustancia, el sistema se desplaza en el sentido en que se consume dicha sustancia. Si disminuye la concentración de una sustancia, el sistema se desplaza en el sentido en que se produce dicha sustancia. Cambios en la presión y en el volumen Si aumenta la presión, se produce una disminución del volumen y, por tanto, aumenta la concentración de los gases. El sistema se desplaza en el sentido que haya menor número de moles de gases. Si disminuye la presión, se produce un aumento de volumen y, por tanto, disminuye la concentración de los gases. El sistema se desplaza en el sentido que mayor número de moles de gases. Si en el sistema hay el mismo número de moles de gases en los reactivos y en los productos, es decir ∆n=0 una variación de la presión o del volumen no afecta al equilibrio.

7. Cambios en la temperatura Si aumenta la temperatura, el sistema se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica. Si disminuye la temperatura el sistema se desplaza en el sentido de la reacción exotérmica. Adición de un catalizador No afecta al estado de equilibrio. Si se añade desde el inicio de la reacción, el equilibrio se alcanza antes.

8. ¿Cómo resolver un problema de equilibrio químico? Leer con atención el enunciado. Escribir y ajustar la ecuación química correspondiente. Escribir la expresión de la constante Kc o Kp según el tipo de sistema. Anotar datos en la tabla: Cálculos con Kc Cálculos con Kp Llamar x a los moles iniciales o a los moles que reaccionan para llegar al equilibrio que sean desconocidos y rellenar las casillas. Hay que tener en cuenta los coeficientes estequiométricos y el signo del cambio. Para las especies que se consumen el signo es negativo para las que se producen positivo. Plantear y resolver las ecuaciones correspondientes. Para relaciona Kc y Kp utilizar la ecuación K p =K c ·(RT) ∆n . [ ] en equilibrio Moles equilibrio Moles que reacc. Moles iniciales D C B A Fracciones molares Moles equilibrio Moles que reacc. Moles iniciales D C B A

9. Para averiguar si el sistema se encuentra en equilibrio: Calcula el cociente de reacción utilizando las concentraciones dadas en el enunciado. Si Q≠K, el sistema no se encuentra en equilibrio, razonar como evolucionará el sistema. Si además se piden las concentraciones en equilibrio, elaborar la tabla correspondiente y completarla teniendo en cuenta el sentido de la evolución. Comprobar unidades y coherencia del resultado.