Una botella de cola bien cerrada, en la refrigeradora: la presión no cambia y las burbujas no avanzan. Parece que no pasa nada. Sin embargo, a escala molecular hay moléculas de $\mathrm{CO_2}$ que escapan del líquido y otras que vuelven a disolverse, todo el tiempo. ¿Qué es lo que permanece constante, entonces: la actividad o el balance entre dos procesos opuestos?
Equilibrio dinámico
Si calientas vapor de yodo con hidrógeno en un matraz cerrado a $450\,^\circ\text{C}$, el color violeta se va atenuando y después se estabiliza, sin desaparecer, aunque todavía haya yodo. ¿Por qué la transformación se frena antes de consumir los reactivos?
Fíjate en que la curva de $v_d$ baja porque los reactivos se van consumiendo, y la de $v_i$ sube porque van apareciendo productos. Se cruzan en un valor intermedio, y desde ahí quedan iguales. Esa es la respuesta al gancho del yodo: la reacción no se detuvo, la inversa la compensa.
La constante de equilibrio: Kc y Kp
Equilibrios múltiples: suma de reacciones
A veces un sistema tiene dos equilibrios a la vez, y el producto de uno es reactivo del otro. Si sumas dos reacciones, la constante de la reacción global es el producto de las constantes: $K = K_1 \cdot K_2$. ¿Por qué? Al multiplicar las dos expresiones de $K$, las concentraciones de la especie intermedia aparecen arriba y abajo y se cancelan.
Practica★☆☆Sin empezar
Para la síntesis del amoníaco según la ecuación $\mathrm{N_2(g) + 3\,H_2(g) \rightleftharpoons 2\,NH_3(g)}$, el valor de la constante de equilibrio $K_{c,1}$ a…
Para la síntesis del amoníaco según la ecuación $\mathrm{N_2(g) + 3\,H_2(g) \rightleftharpoons 2\,NH_3(g)}$, el valor de la constante de equilibrio $K_{c,1}$ a $673\text{ K}$ es igual a $0{,}50$.
a) Determina el valor de la constante de equilibrio $K_{c,2}$ a esa misma temperatura para la reacción inversa: $2\,\mathrm{NH_3(g) \rightleftharpoons N_2(g) + 3\,H_2(g)}$.
b) Calcula el valor de la constante $K_{c,3}$ a $673\text{ K}$ correspondiente a la descomposición de un mol de amoníaco: $\mathrm{NH_3(g) \rightleftharpoons \frac{1}{2}\,N_2(g) + \frac{3}{2}\,H_2(g)}$. Para los cálculos, utiliza el modelo ideal y los valores didácticos proporcionados.
A una temperatura de $500\text{ K}$, la constante de equilibrio para la síntesis de trióxido de azufre según la ecuación…
A una temperatura de $500\text{ K}$, la constante de equilibrio para la síntesis de trióxido de azufre según la ecuación $\mathrm{2\,SO_2(g) + O_2(g) \rightleftharpoons 2\,SO_3(g)}$ vale $K_c = 400$.
Dato: constante de los gases $R = 0{,}082\text{ atm}\cdot\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$.
a) Deduce la relación matemática general entre $K_p$ y $K_c$ para una mezcla de gases ideales y calcula el valor numérico de $K_p$ para esta reacción a $500\text{ K}$.
b) Si en un matraz cerrado a dicha temperatura las presiones parciales en el equilibrio son $p_{\mathrm{SO_2}} = 0{,}10\text{ atm}$ y $p_{\mathrm{O_2}} = 0{,}20\text{ atm}$, calcula la presión parcial de $\mathrm{SO_3}$ en el equilibrio y la presión total de la mezcla. Para los cálculos, utiliza el modelo ideal y los valores didácticos proporcionados.
El cociente de reacción Q: ¿hacia dónde evoluciona el sistema?
Si pones cantidades cualesquiera de reactivos y productos en un matraz cerrado, el sistema empieza a reaccionar hasta llegar al equilibrio. ¿Cómo saber de antemano si se van a consumir reactivos o a descomponer productos?
Practica★☆☆Sin empezar
En un matraz cerrado de $2{,}00\text{ L}$ de capacidad, a una temperatura fija de $700\text{ K}$, se introduce una mezcla gaseosa compuesta por $0{,}40\text{ mol}$ de…
En un matraz cerrado de $2{,}00\text{ L}$ de capacidad, a una temperatura fija de $700\text{ K}$, se introduce una mezcla gaseosa compuesta por $0{,}40\text{ mol}$ de $\mathrm{H_2(g)}$, $0{,}20\text{ mol}$ de $\mathrm{I_2(g)}$ y $0{,}80\text{ mol}$ de $\mathrm{HI(g)}$. La constante de equilibrio a dicha temperatura para el proceso $\mathrm{H_2(g) + I_2(g) \rightleftharpoons 2\,HI(g)}$ es $K_c = 54{,}0$.
a) Calcula el cociente de reacción inicial $Q_c$.
b) Deduce justificadamente si el sistema se encuentra en equilibrio y, en caso negativo, en qué sentido evolucionará de forma espontánea para alcanzarlo. Para los cálculos, utiliza el modelo ideal y los valores didácticos proporcionados.
Si mezclas $1\,\text{mol}$ de cada reactivo en un recipiente cerrado, la estequiometría de reactivo limitante no alcanza para saber qué queda al final: la reacción es reversible y no se consume todo. ¿Cómo organizar los datos para hallar la composición de equilibrio?
Practica★★☆Sin empezar
En un matraz de $5{,}00\text{ L}$ previamente evacuado se mezclan $1{,}50\text{ mol}$ de monóxido de carbono, $\mathrm{CO(g)}$, y $1{,}50\text{ mol}$ de vapor de agua,…
En un matraz de $5{,}00\text{ L}$ previamente evacuado se mezclan $1{,}50\text{ mol}$ de monóxido de carbono, $\mathrm{CO(g)}$, y $1{,}50\text{ mol}$ de vapor de agua, $\mathrm{H_2O(g)}$, a una temperatura constante de $900\text{ K}$, transcurriendo la reacción:
a) Construye una tabla con las cantidades de sustancia iniciales, la variación experimentada y las cantidades en el equilibrio expresadas en moles.
b) Determina la concentración molar de cada una de las especies en el equilibrio y calcula la fracción molar de dióxido de carbono en la fase gaseosa. Para los cálculos, utiliza el modelo ideal y los valores didácticos proporcionados.
Puedes hacerlo en una hoja y enviar una foto con tu respuesta.
Grado de disociación y ecuaciones de segundo grado
También puedes hallar $\alpha$ con la ley de los gases: la presión total medida permite calcular $n_\text{total} = PV/RT$ y de ahí despejar $\alpha$ con $n_\text{total} = n_0(1+\alpha)$.
Vuelve al principio: en la botella cerrada lo que se mantiene constante es el balance entre el $\mathrm{CO_2}$ que se disuelve y el que escapa, dos procesos de igual velocidad que nunca cesan.
Resumen
¡A practicar! 2 ejercicios de nivel medio en este apartado