Dominando el Equilibrio Químico: Constantes, pH y Principio de Le Châtelier

Constantes de Equilibrio: Qc y Kc

Qc es el cociente de reacción en cualquier momento, mientras que Kc es la constante de equilibrio en el equilibrio. La comparación entre ambos indica la dirección del desplazamiento de la reacción:

• Si Kc > Qc → el equilibrio se desplaza hacia la derecha (formación de productos).
• Si Kc < Qc → el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (formación de reactivos).
• Si Kc = Qc → el sistema se encuentra en equilibrio.

Producto de Solubilidad (Kps)

El Producto de Solubilidad (Kps) es una constante de equilibrio que describe la solubilidad de un compuesto iónico poco soluble en agua. Se calcula a partir de la solubilidad molar (s) del compuesto.

Por ejemplo, para un compuesto del tipo AB₂, Kps = s · (2s)² = 4s³. Para un compuesto del tipo AB₃, Kps = s · (3s)³ = 27s⁴.

Clasificación de Ácidos y Bases

Los ácidos y bases se clasifican según su grado de disociación en solución acuosa:

Ácidos Fuertes

Se disocian completamente en solución. Ejemplos comunes incluyen: HCl (ácido clorhídrico), HNO₃ (ácido nítrico), H₂SO₄ (ácido sulfúrico), HClO₄ (ácido perclórico), HClO₃ (ácido clórico), HI (ácido yodhídrico), HBr (ácido bromhídrico).

Ácidos Débiles

Se disocian parcialmente en solución, estableciendo un equilibrio. Ejemplos: CH₃COOH (ácido acético), HCN (ácido cianhídrico), H₂CO₃ (ácido carbónico), HClO (ácido hipocloroso), HNO₂ (ácido nitroso), H₂S (ácido sulfhídrico), HF (ácido fluorhídrico).

Bases Fuertes

Se disocian completamente en solución. Ejemplos: LiOH (hidróxido de litio), NaOH (hidróxido de sodio), KOH (hidróxido de potasio).

Bases Débiles

Se disocian parcialmente en solución. Ejemplos: NH₃ (amoniaco), CH₃NH₂ (metilamina).

Grado de Disociación (Alfa, α)

El grado de disociación (α) es un indicador de la fuerza de un ácido o una base:

• Si α es cercana a 0, el ácido/base es débil.
• Si α es cercana a 1, el ácido/base es fuerte.

Naturaleza de las Disoluciones según [H₃O⁺]

La concentración de iones hidronio ([H₃O⁺]) determina la acidez o basicidad de una disolución a 25°C:

• Si [H₃O⁺] = 10^-7 M → disolución neutra.
• Si [H₃O⁺] > 10^-7 M → disolución ácida.
• Si [H₃O⁺] < 10^-7 M → disolución básica.

Principio de Le Châtelier

El Principio de Le Châtelier establece que si se aplica una perturbación externa a un sistema en equilibrio, este se desplazará en la dirección que tienda a contrarrestar dicha perturbación y restablecer un nuevo estado de equilibrio.

Efecto de la Concentración

Cuando se altera la concentración de alguna de las sustancias que participan en la reacción, el sistema responde de forma predecible:

• Si se aumenta la concentración de un reactivo, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, favoreciendo la formación de productos.
• Si se aumenta la concentración de un producto, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, favoreciendo la formación de reactivos.
• Si se disminuye la concentración de un reactivo, el sistema tiende a formar más de ese reactivo, desplazándose hacia la izquierda.
• Si se disminuye la concentración de un producto, el equilibrio se moverá hacia la derecha.

Efecto de la Presión y el Volumen

En el caso de sistemas gaseosos, los cambios de presión también afectan el equilibrio:

• Si se aumenta la presión, el sistema se desplazará hacia el lado con menor número de moles de gas para reducir esa presión.
• Si se disminuye la presión, el equilibrio se moverá hacia el lado con mayor número de moles de gas.
• Si ambos lados tienen igual número de moles gaseosos, el cambio de presión no afecta el equilibrio.

Relacionado con esto, un cambio en el volumen del recipiente afecta de forma inversa:

• Disminuir el volumen equivale a aumentar la presión (desplazando el equilibrio hacia el lado con menos moles de gas).
• Aumentar el volumen equivale a reducir la presión (desplazando el equilibrio hacia el lado con más moles de gas).

Efecto de la Temperatura

Otro factor importante es la temperatura. Su efecto depende de si la reacción es exotérmica (libera calor) o endotérmica (absorbe calor):

• En una reacción exotérmica (calor como producto), aumentar la temperatura provoca que el equilibrio se desplace hacia la izquierda (favoreciendo a los reactivos), ya que el sistema intenta absorber el exceso de calor. Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
• En una reacción endotérmica (calor como reactivo), al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, favoreciendo la formación de productos. Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.

Efecto del Catalizador

Por último, es importante mencionar que la presencia de un catalizador no desplaza el equilibrio; simplemente acelera la velocidad con la que se alcanza, actuando de igual manera sobre la reacción directa e inversa.