Resumen de Equilibrio Químico y Principio de Le Chatelier

## Introducción El equilibrio químico ocurre cuando las velocidades directa e inversa de una reacción homogénea o heterogénea se igualan y las concentraciones de reactantes y productos permanecen constantes en el tiempo. En esta guía verás cómo se expresa y calcula la constante de equilibrio, cómo factores como temperatura, presión y concentración desplazan el equilibrio y cómo aplicar el Principio de Le Chatelier para predecir esos desplazamientos. > **Definición:** El equilibrio químico es el estado dinámico en el cual la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa y las concentraciones de las especies son constantes. ## Expresión de la constante de equilibrio Para una reacción general: $$\ce{aA + bB <=> cC + dD}$$ la constante de equilibrio en términos de concentración ($K_c$) se define como: $$K_c = \frac{[C]^c\;[D]^d}{[A]^a\;[B]^b}$$ Aquí $[X]$ representa la concentración en mol/L. > **Definición:** $K_c$ es una medida de la relación entre concentraciones de productos y reactantes cuando se alcanza el equilibrio a una temperatura dada. ### Interpretación de $K_c$ - Si $K_c > 1$ la mezcla en equilibrio tiene mayor concentración de productos; la reacción favorece la formación de productos (reacción directa). - Si $K_c < 1$ la mezcla en equilibrio tiene mayor concentración de reactantes; la reacción favorece los reactantes (reacción inversa). - Si $K_c = 1$ las concentraciones de reactantes y productos son del mismo orden. ## Equilibrios homogéneos y heterogéneos | Tipo | Descripción | Ejemplo | |---|---:|---| | Equilibrio homogéneo | Todas las especies en la misma fase | $$\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}$$ | | Equilibrio heterogéneo | Especies en distintas fases | $$\ce{CaCO3(s) <=> CaO(s) + CO2(g)}$$ | > **Dato:** En equilibrios heterogéneos, las concentraciones (o actividades) de sólidos y líquidos puros se consideran constantes y no aparecen en la expresión de $K_c$. ## Factores que afectan el equilibrio: Principio de Le Chatelier > **Principio de Le Chatelier:** Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en concentración, presión o temperatura, el sistema responderá para reducir el efecto de la perturbación y alcanzar un nuevo equilibrio. Los factores principales son: - Temperatura - Presión (para sistemas gaseosos) - Concentración ### Efecto de la temperatura - Reacción exotérmica (libera calor): si aumentas la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia los reactantes. Si disminuyes la temperatura, se desplaza hacia los productos. - Reacción endotérmica (absorbe calor): si aumentas la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia los productos. Si disminuyes la temperatura, se desplaza hacia los reactantes. > **Ejemplo:** Para $$\ce{A <=> B + heat}$$ aumentar la temperatura favorece la reacción inversa $$\ce{B -> A}$$. ### Efecto de la presión - Para reacciones que involucran gases, si aumentas la presión, el equilibrio se desplaza hacia el lado con menor número de moles de gas. - Si disminuyes la presión, el equilibrio se desplaza hacia el lado con mayor número de moles de gas. ### Efecto de la concentración - Aumentar la concentración de una especie consume parte de ese aumento: el equilibrio se desplaza hacia el lado que reduce la concentración añadida. - Disminuir la concentración produce el efecto contrario: el equilibrio se desplaza hacia el lado que reposiciona la especie disminuida. ## Ejemplo práctico y cálculo de $K_c$ Reacción proporcionada: $$\ce{2SO3(g) <=> 2SO2(g) + O2(g)}$$ Supongamos que en equilibrio se midieron las concentraciones: $[\ce{SO3}]=0.00106\ \mathrm{mol/L}$, $[\ce{SO2}]=0.0033\ \mathrm{mol/L}$, $[\ce{O2}]=0.0016\ \mathrm{mol/L}$. La expresión de $K_c$ es: $$K_c = \frac{[\ce{SO2}]^{2}[\ce{O2}]}{[\ce{SO3}]^{2}}$$ Sustituimos: $$K_c = \frac{(0.0033)^{2}(0.0016)}{(0.00106)^{2}}$$ Puedes calcular el valor numérico siguiendo pasos aritméticos: elevar al cuadrado y realizar la división. ### Efecto de aumento de presión en esta reacci