Equilibrio Químico y Solubilidad: Conceptos Clave y Factores Influyentes

Cociente de Reacción (Qc)

Para una reacción genérica en fase gaseosa: aA(g) + bB(g) <--> cC(g) + dD(g), el cociente de reacción (Qc) se define como:

Qc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b (donde las concentraciones son las iniciales en un momento dado)

Qc es el valor que se obtiene al sustituir en la expresión de la constante de equilibrio (Kc) las concentraciones iniciales de los reactivos y de los productos. La comparación entre Qc y Kc nos indica la dirección en la que se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio:

• Qc > Kc: El sistema no está en equilibrio. La reacción neta se desplazará en sentido inverso (hacia los reactivos) para que disminuyan los productos y aumenten los reactivos, hasta alcanzar el equilibrio.
• Qc = Kc: El sistema está en equilibrio. No hay cambio neto en las concentraciones de reactivos y productos.
• Qc < Kc: El sistema no está en equilibrio. La reacción neta se desplazará en sentido directo (hacia los productos) para que aumenten los productos y disminuyan los reactivos, hasta alcanzar el equilibrio.

Solubilidad de los Compuestos Iónicos

Los compuestos iónicos se disuelven rápidamente debido a que los iones procedentes del sólido interactúan con el disolvente. El disolvente por excelencia es el agua, la cual puede actuar como un dipolo eléctrico. Al disolverse una sustancia iónica en agua, los cationes se ven rodeados de moléculas de agua con la parte negativa dirigida hacia ellos, mientras que los aniones se ven rodeados de moléculas de agua con sus partes positivas dirigidas hacia ellos. Esto disminuye la atracción entre los iones del soluto, y así el proceso de solubilización es estable. Este efecto se llama solvatación y se puede producir en otros disolventes polares.

Factores que Influyen en la Solubilidad en Agua de los Compuestos Iónicos:

• Cambio Energético (ΔH_s): El proceso de disolución consta de dos etapas. En la primera se necesita energía para romper la red iónica del soluto, y en la segunda se desprende energía al solvatarse los iones. Si en el cómputo general el proceso es exotérmico (ΔH_s < 0), la solubilización se ve favorecida por el cambio energético; y si es endotérmico (ΔH_s > 0), no se ve favorecida.
• Cambio Entrópico (ΔS_s): Este factor favorece la disolución del sólido iónico, ya que ΔS_s > 0. Esto se debe a que pasamos de tener los iones en una estructura cristalina ordenada a tenerlos en desorden en una disolución.
• Temperatura (Tª): Al aumentar la temperatura, aumenta la vibración de los átomos en el cristal, lo que facilita la separación de los iones. Por lo tanto, al aumentar la Tª, generalmente aumenta la solubilidad de los compuestos iónicos. (Por el contrario, a los gases les ocurre lo opuesto: al aumentar la Tª, disminuye su solubilidad).

Productos Solubles en Agua:

Generalmente, son solubles en agua todas las sales y los hidróxidos de los metales alcalinos y del ion amonio, los nitratos, nitritos, percloratos y acetatos. También son solubles algunos haluros y sulfatos.

Factores que Afectan al Equilibrio Químico: Principio de Le Châtelier

El Principio de Le Châtelier establece que cuando una variación de algún factor afecta a un sistema en equilibrio, este equilibrio se desplaza en el sentido que contrarresta dicha variación. Es decir, cuando sobre un sistema en equilibrio actúa una perturbación, el sistema evoluciona en el sentido de oponerse a dicha perturbación.

Efectos de las Perturbaciones sobre el Equilibrio:

• Variación de Presión: Solo afecta cuando intervienen gases en la reacción.
  • Un aumento de presión desplaza la reacción en el sentido en el que disminuya el número de moles de sustancias gaseosas (para que disminuya la presión).
  • Un descenso de presión desplaza el equilibrio en el sentido en el que aumente el número de moles de sustancias gaseosas.
• Variación de Volumen: A temperatura constante, la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales.
  • Un aumento de volumen (disminución de presión) desplaza el equilibrio en el sentido en el que aumenten los números de moles de sustancia gaseosa (para contrarrestar la disminución de presión).
  • La disminución del volumen (aumento de presión) desplaza el equilibrio en el sentido en el que disminuya el número de moles de sustancia gaseosa.
• Variación de Concentración:
  • El aumento de la concentración de una sustancia desplaza el equilibrio en el sentido en el que desaparezca dicha sustancia.
  • La disminución de la concentración de una sustancia desplaza el equilibrio en el sentido de la formación de dicha sustancia.
• Variación de Temperatura:
  • Un aumento de temperatura desplaza el equilibrio en el sentido en el que la reacción absorbe calor (sentido de reacción endotérmica).
  • Un descenso de temperatura desplaza el equilibrio en el sentido en el que la reacción desprende calor (sentido de reacción exotérmica).

Variación de la Energía Libre de Gibbs (ΔG)

La energía libre de Gibbs (G) es una función de estado, por lo que en una reacción química se cumple que: ΔG = G_productos - G_reactivos. En toda reacción química, la relación entre la energía libre de Gibbs en condiciones no estándar (ΔG) y en condiciones estándar (ΔGº) se expresa como: ΔG = ΔGº + RT ln Q, donde R es la constante de los gases ideales, T es la temperatura absoluta y Q es el cociente de reacción en cualquier momento.