Fundamentos de Equilibrio Químico y Solubilidad: Conceptos y Cálculos

Fundamentos de Equilibrio Químico y Solubilidad

1. Relación entre Kc y Kp

Para convertir una constante a otra según la temperatura (T en Kelvin):

• Fórmula: Kp = Kc · (R · T)^Δn
• Paso: Calcula Δn (moles de productos gaseosos - moles de reactivos gaseosos).
• Ejemplo: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) a 500 K.
  1. Δn = 2 - (1 + 3) = -2.
  2. Kp = Kc · (0,082 · 500)^-2.

2. El Cuadro de Reacción (Inicio, Reacción, Equilibrio)

• Paso: Usa "x" para la cantidad que reacciona. Si el coeficiente estequiométrico es 2, usa "2x".
• Ejemplo: A ⇌ 2B. Inicialmente hay 1 mol de A en 1 Litro.
  1. Inicio: [A] = 1; [B] = 0.
  2. Reacciona: -x para A; +2x para B.
  3. Equilibrio: [A] = 1 - x; [B] = 2x.
  4. Kc: [B]² / [A] = (2x)² / (1 - x).

3. Grado de Disociación (α)

• Paso: α = x / concentración inicial. Si te dan el 20%, α es 0,2.
• Ejemplo: En el cuadro anterior, si la concentración inicial es "c":
  1. Equilibrio de A = c · (1 - α).
  2. Equilibrio de B = 2 · c · α.

4. Relación entre Solubilidad (s) y Kps

• Paso: Escribe el equilibrio de la sal y usa "s" para la cantidad que se disuelve.
• Ejemplo 1 (Sal 1:1, como AgCl): Kps = s · s = s². Entonces, s = √Kps.
• Ejemplo 2 (Sal 1:2, como PbI₂): Kps = s · (2s)² = 4s³. Entonces, s = ∛(Kps / 4).

5. Efecto del Ion Común en la Solubilidad

Cuando añades una sal a una disolución que ya contiene uno de sus iones, la solubilidad disminuye drásticamente.

• Paso: La concentración del ion preexistente se considera fija (se desprecia la "s" que aporta la sal nueva por ser despreciable).
• Ejemplo: AgCl (Kps = 10^-10) en una disolución de NaCl 0,1 M.
  1. El Cl^- ya es 0,1 M.
  2. Kps = [Ag⁺] · [Cl^-] → 10^-10 = s · 0,1.
  3. s = 10^-9 M.

6. Precipitación (Cociente Q)

• Regla: Calcula Q con las concentraciones actuales y compara con Kps:
  • Si Q > Kps: SÍ hay precipitado (se forma sólido).
  • Si Q < Kps: NO hay precipitado.

7. Solubilidad y pH

Si hay hidróxidos (OH^-), el pH controla la solubilidad.

• Ejemplo: Mg(OH)₂ a pH = 12.
  1. Si pH = 12 → pOH = 2 → [OH^-] = 0,01 M.
  2. Kps = [Mg²⁺] · [OH^-]² → Kps = s · (0,01)².
  3. Despejas "s".

8. Presiones Parciales y Kp

Si el problema proporciona la Presión Total del recipiente:

• Fórmula: Presión de un gas = (moles del gas / moles totales) · Presión Total.
• Paso: Calcula los moles de cada gas en el equilibrio, súmalos para obtener los totales y aplica la fórmula para cada uno antes de calcular Kp.

9. Principio de Le Chatelier (Cambios en el equilibrio)

• Al añadir reactivo: El equilibrio se desplaza a la DERECHA (productos).
• Al aumentar la presión: Se desplaza hacia donde hay MENOS moles de gas.
• Al aumentar la temperatura: Se desplaza hacia el lado ENDOTÉRMICO (donde ΔH es positivo).