Tema 2.4 · Reacciones químicas · Química
El equilibrio químico se falla poco en los cálculos y mucho en el razonamiento. Montar la tabla de moles iniciales, moles que reaccionan y moles en el equilibrio es mecánico, y casi todo el mundo lo hace bien. Lo que separa las notas son cuatro decisiones previas: qué especies entran en la constante y cuáles no, cuántos moles de gas hay a cada lado, qué se puede cambiar sin que la constante se mueva y hacia dónde se desplaza el sistema cuando lo tocas. Esta página empieza por ahí, por lo que se pierde, en lugar de por la teoría.
Seis fallos. Los seis se cometen antes de hacer ninguna cuenta, y por eso no se detectan revisando los números.
En la expresión de la constante solo entran los gases y las especies en disolución. Un sólido puro o un líquido puro tienen concentración fija, así que su efecto ya está incluido en el valor de la constante y no se escriben. Es el fallo número uno de los equilibrios heterogéneos, como la descomposición del carbonato de calcio, donde la constante depende únicamente del dióxido de carbono.
En la relación entre las dos constantes, la variación de moles es la de los moles de gas de los productos menos los de los reactivos, y solo cuentan los gases. Los sólidos y los líquidos no suman. Cuando esa diferencia vale cero las dos constantes coinciden, que es una comprobación rápida para saber si lo has contado bien.
El catalizador acelera igual la reacción directa y la inversa, así que hace que el equilibrio se alcance antes pero no cambia ni la constante ni las cantidades finales. Responder que aumenta el rendimiento es un error que aparece en casi todas las convocatorias, y suele costar el apartado entero porque se pide razonado.
La constante solo depende de la temperatura. Si añades reactivo o comprimes el recipiente, el sistema se desplaza y las concentraciones cambian, pero al llegar al nuevo equilibrio la constante vale exactamente lo mismo. Cuando el enunciado dice que la constante ha cambiado, la única causa posible es que hayan cambiado la temperatura.
Si se añade un gas que no participa manteniendo el volumen constante, las concentraciones y las presiones parciales de las especies que sí participan no cambian, y el equilibrio se queda como estaba, aunque la presión total suba. La respuesta cambia si lo que se mantiene constante es la presión total, porque entonces el volumen aumenta. Conviene leer despacio qué se mantiene fijo.
Subir la temperatura desplaza el equilibrio en el sentido que absorbe calor. En una reacción exotérmica eso significa ir hacia los reactivos y que la constante disminuya; en una endotérmica, hacia los productos y que aumente. Responder de memoria sin fijarse en si la entalpía es positiva o negativa acierta la mitad de las veces.
| Qué se calcula | Fórmula | Cuándo se usa |
|---|---|---|
| Constante en concentraciones | Kc = [C]c · [D]d / ([A]a · [B]b) | Siempre; solo gases y especies disueltas |
| Constante en presiones | Kp = Kc · (R · T)Δn | Cuando el enunciado da o pide presiones parciales |
| Variación de moles de gas | Δn = moles de gas productos − reactivos | Dentro de la fórmula anterior; los sólidos no cuentan |
| Cociente de reacción | Q, igual que Kc pero fuera del equilibrio | Para saber hacia dónde va a evolucionar el sistema |
| Sentido de evolución | Q < K avanza a productos; Q > K, a reactivos | Cuando dan concentraciones iniciales cualesquiera |
| Grado de disociación | alfa = moles disociados / moles iniciales | Cuando piden el porcentaje que ha reaccionado |
| Presión parcial | p = x · P total | Para repartir la presión total entre los gases de la mezcla |
| Solubilidad y producto de solubilidad | Ks = [catión]n · [anión]m | En los equilibrios de sales poco solubles |
La constante no lleva unidades en los ejercicios de selectividad. La R que se usa en la relación entre Kc y Kp es 0,082 atm·L/(mol·K) cuando las presiones están en atmósferas, y la temperatura va siempre en kelvin.
El cociente de reacción se calcula igual que la constante, con la misma expresión, pero metiendo las concentraciones que hay en ese momento, estén o no en equilibrio. Comparar ese número con la constante dice hacia dónde va a moverse el sistema sin necesidad de resolver nada: si el cociente es menor que la constante, faltan productos y la reacción avanza hacia la derecha; si es mayor, sobran productos y retrocede; y si son iguales, el sistema ya está en equilibrio y no se mueve. Muchos enunciados dan unas concentraciones iniciales cualesquiera y preguntan si el sistema está en equilibrio o hacia dónde evolucionará: esa pregunta se responde con una sola cuenta y sin montar la tabla.
Cuando se alcanza el equilibrio las dos reacciones siguen ocurriendo, la directa y la inversa, pero a la misma velocidad. Por eso las concentraciones dejan de cambiar aunque las moléculas no dejen de reaccionar. Describirlo como que la reacción se detiene es incorrecto y se pregunta con frecuencia en los apartados de teoría.
Una constante muy grande significa que en el equilibrio hay muchos más productos que reactivos, o sea que la reacción está muy desplazada a la derecha. Una constante muy pequeña, lo contrario. Lo que la constante no dice es lo rápido que se llega: eso es cinética, y son cosas independientes. Una reacción puede tener una constante enorme y tardar años.
Si se perturba un sistema en equilibrio, evoluciona en el sentido que contrarresta esa perturbación. Añadir un reactivo lo desplaza hacia los productos; comprimir el recipiente lo desplaza hacia el lado que tenga menos moles de gas; y calentarlo, hacia el lado que absorba calor. La utilidad del principio está en que permite razonar la respuesta sin calcular, que es exactamente lo que piden los enunciados que dicen razone.
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