Resumen de Química Nuclear y Equilibrio Químico

## Introducción Las reacciones químicas son procesos en los que las sustancias iniciales (reactivos) se transforman en nuevas sustancias (productos) mediante la reorganización de átomos y enlaces. En este material aprenderás a distinguir reacciones reversibles e irreversibles, expresar constantes de equilibrio, reconocer factores que afectan la velocidad y el equilibrio, y ver ejemplos y aplicaciones prácticas. > **Definición:** Una reacción química es un proceso donde las sustancias cambian su composición molecular para formar otras sustancias con propiedades diferentes. ## 1. Reacciones reversibles e irreversibles ### ¿Qué significa reversible? > **Definición:** Un proceso reversible es aquel que puede volver a su estado original sin cambiar sus propiedades fundamentales; en química, suele representarse con una doble flecha. - Reversible: se alcanza un equilibrio dinámico donde las reacciones directa e inversa ocurren simultáneamente. Ejemplo general: $$\ce{aA + bB <=> cC + dD}$$ - Irreversible: la reacción va prácticamente en una sola dirección y los reactivos no se regeneran en condiciones normales. ### Ejemplos - Reversible: - Cera de vela (fusión y solidificación): al apagar la vela, la cera líquida puede solidificarse otra vez. - Disolución de sal en agua y posterior evaporación: $$\ce{NaCl (s) -> NaCl (aq)}$$ y al evaporar se recupera $$\ce{NaCl (s)}$$. - Fotosíntesis y respiración (como conjunto reversibles en sentido amplio): $$\ce{6CO2 (g) + 6H2O (l) <=> C6H12O6 (s) + 6O2 (g)}$$ - Carbonato de calcio térmico: $$\ce{CaCO3 (s) <=> CaO (s) + CO2 (g)}$$ - Irreversible: - Neutralización fuerte: $$\ce{NaOH + HCl -> NaCl + H2O}$$ (en condiciones comunes no se regenera fácilmente) - Combustión de una hoja: al quemarla ocurre cambio químico y no se recupera la hoja - Reacciones que liberan gas y no vuelven, p. ej. $$\ce{Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2 ^}$$ > **Definición:** Equilibrio químico es el estado dinámico en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, por lo que las concentraciones macroscópicas permanecen constantes. ## 2. Constante de equilibrio ($K_{eq}$) - Para una reacción balanceada $$\ce{aA + bB <=> cC + dD}$$ la expresión de la constante de equilibrio (en concentraciones) es: $$K_{c} = \dfrac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}$$ ### Ejercicios resueltos (expresión de $K_c$) 1) $$\ce{2SO2 (g) + O2 (g) -> 2SO3 (g)}$$ $$K_c = \dfrac{[\ce{SO3}]^{2}}{[\ce{SO2}]^{2}[\ce{O2}]}$$ 2) $$\ce{N2 (g) + O2 (g) -> 2NO (g)}$$ $$K_c = \dfrac{[\ce{NO}]^{2}}{[\ce{N2}][\ce{O2}]}$$ 3) $$\ce{SbCl5 (g) -> SbCl3 (g) + Cl2 (g)}$$ $$K_c = \dfrac{[\ce{SbCl3}][\ce{Cl2}]}{[\ce{SbCl5}]}$$ 4) $$\ce{NiC3 + 4 CO (g) -> 4 H2CC}$$ (Verificar estado y balance; si la reacción dada está balanceada la expresión general sería) $$K_c = \dfrac{[\text{productos}]^{\text{coef}}}{[\ce{Ni}]^{\text{coef}}[\ce{CO}]^{4}}$$ 5) $$\ce{3 Fe + 4 H2O (g) -> Fe3O4 + 4 H2}$$ $$K_c = \dfrac{[\ce{Fe3O4}][\ce{H2}]^{4}}{[\ce{Fe}]^{3}[\ce{H2O}]^{4}}$$ 6) $$\ce{CaCO3 (s) -> CaO (s) + CO2 (g)}$$ $$K_p\ \text{(o }K_c\text{) depende sólo de }[\ce{CO2}]\text{ si las sólidas se consideran constantes}$$ $$K_c = [\ce{CO2}]\quad\text{(si se consideran actividades de sólidos = 1)}$$ 7) $$\ce{NH4Cl (s) -> NH3 (g) + HCl (g)}$$ $$K_c = [\ce{NH3}][\ce{HCl}]\quad\text{(sólido no aparece)}$$ 8) $$\ce{2 NO (g) + O2 (g) -> 2 NO2 (g)}$$ $$K_c = \dfrac{[\ce{NO2}]^{2}}{[\ce{NO}]^{2}[\ce{O2}]}$$ 9) $$\ce{2 H2 (g) + S2 (g) -> 2 H2S (g)}$$ $$K_c = \dfrac{[\ce{H2S}]^{2}}{[\ce{H2}]^{2}[\ce{S2}]}$$ 10) $$\ce{N2 (g) + 2 H2 (g) -> N2H4 (g)}$$ $$K_c = \dfrac{[\ce{N2H4}]}{[\ce{N2}][\ce{H2}]^{2}}$$ > **Nota:** Para sólidos y líquidos puros su actividad se suele tomar como 1 y no aparecen en la expresión de $K_c$. ## 3. Factores que afectan el equilibrio químico (Principio de Le Chatelier) > **Definición:** Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en concentración, presión o temperatura, el sistema responde despla