Equilibrios

Una reacción reversible 可逆反应 puede ir en ambos sentidos. La reacción directa 正反应 produce productos; la reacción inversa 逆反应 convierte los productos nuevamente en reactivos. Esto se representa con el símbolo $\rightleftharpoons$.

En un sistema cerrado 封闭系统 (donde nada entra ni sale), la reacción alcanza un equilibrio dinámico 动态平衡 cuando:

• la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa.
• las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes.

Se denomina dinámico porque ambas reacciones continúan ocurriendo, pero se cancelan mutuamente. Se necesita un sistema cerrado, ya que si los productos escaparan, nunca se alcanzaría el equilibrio.

El principio de Le Chatelier 勒夏特列原理 establece que: si se modifica un sistema en equilibrio, la posición del equilibrio 平衡 se desplaza para oponerse (reducir) dicho cambio.

Un catalizador permite alcanzar el equilibrio más rápido, pero no modifica la posición del equilibrio.

Para una reacción en equilibrio, la constante de equilibrio 平衡常数 relaciona las cantidades de productos y reactivos. Para la reacción $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$:

donde los corchetes indican concentración en $\text{mol dm}^{-3}$.

Ejemplo resuelto. En el equilibrio, la mezcla $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ contiene $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ y $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Calcule $K_c$.

(sin unidades aquí, porque los exponentes de concentración se cancelan arriba y abajo).

Ejemplo resuelto (tabla ICE). $1.00\ \text{mol}$ de cada uno de $\text{H}_2$ y $\text{I}_2$ se sellan en un matraz de $1.00\ \text{dm}^3$; en el equilibrio queda $0.20\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$. Plantee una tabla ICE (Initial, Change, Equilibrium / Inicial, Cambio, Equilibrio):

$0.80\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ reaccionó, por lo tanto se formó $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI. Dado que en el matraz de $1.00\ \text{dm}^3$ las concentraciones son iguales a los moles, entonces $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

Para reacciones de gases, utilizamos presión parcial 分压 en lugar de concentración. La presión parcial de un gas es la fracción de la presión total que aporta. Se calcula a partir de la fracción molar 摩尔分数 (la fracción de todos los moles que corresponde a ese gas):

La constante escrita con presiones parciales es $K_p$.

Ejemplo resuelto. Una mezcla de gases contiene $2.0\ \text{mol}$ de $\text{N}_2$ y $6.0\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ a una presión total de $200\ \text{kPa}$. Calcule la presión parcial de cada gas.

Hay un total de $8.0\ \text{mol}$, por lo tanto

Ejemplo resuelto (un ejemplo numérico $K_p$). Para $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ las presiones parciales en el equilibrio son $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ y $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Entonces

Solo la temperatura cambia el valor de $K_c$ o $K_p$. Cambiar la concentración o la presión desplaza la posición del equilibrio pero deja la constante sin cambios; añadir un catalizador no cambia ni la constante ni la posición — solo hace que se alcance el equilibrio más rápido.

Estos dos procesos industriales se seleccionan equilibrando rendimiento, velocidad y costo utilizando el principio de Le Chatelier.

• el proceso Haber 哈伯法 produce amoníaco: $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (exotérmico). Utiliza aproximadamente $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ y un catalizador de hierro. Una temperatura baja produciría más amoníaco, pero demasiado lentamente, por lo que una temperatura moderada es un compromiso.
• el proceso Contact 接触法 produce trióxido de azufre: $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (exotérmico). Utiliza aproximadamente $450\,°\text{C}$, cerca de $1$–$2\ \text{atm}$ y un catalizador de óxido de vanadio(V).

Un protón 质子 es simplemente un ion $\text{H}^+$. La teoría de Brønsted–Lowry define ácidos y bases según lo que hacen con los protones:

• un ácido 酸 es un donador de protones 质子供体 (cede $\text{H}^+$).
• una base 碱 es un aceptor de protones 质子受体 (recibe $\text{H}^+$). Una base que se disuelve en agua se llama alcali.

Ácidos comunes que debes conocer: ácido clorhídrico ($\text{HCl}$), ácido sulfúrico ($\text{H}_2\text{SO}_4$), ácido nítrico ($\text{HNO}_3$) y ácido etanoico ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Bases comunes: hidróxido de sodio ($\text{NaOH}$), hidróxido de potasio ($\text{KOH}$) y amoníaco ($\text{NH}_3$).

Esto se refiere a qué tan completamente un ácido o una base se separan en agua, no a su concentración.

• Un ácido fuerte 强酸 o una base fuerte 强碱 está completamente disociado 解离 en agua (casi todas las moléculas se dividen en iones).
• Un ácido débil 弱酸 o una base débil 弱碱 solo está parcialmente disociado (la mayoría de las moléculas permanecen enteras).

La escala de pH mide la acidez de una solución: el agua pura tiene pH 7, los ácidos tienen menos de 7, y las bases tienen más de 7. Un ácido fuerte tiene un pH menor que un ácido débil de la misma concentración.

Puedes distinguir entre ácidos fuertes y débiles por:

• reacción con un metal reactivo: un ácido fuerte efervesce más rápido.
• pH: medido con un potenciómetro de pH o indicador universal 通用指示剂.
• conductividad eléctrica: un ácido fuerte conduce mejor, porque tiene más iones.

La neutralización 中和 ocurre cuando los iones de hidrógeno de un ácido reaccionan con los iones de hidróxido de una base:

También se forma una sal 盐, proveniente del resto del ácido y la base.

En una titulación 滴定 agregas una solución a otra y sigues el pH. La curva de titulación 滴定曲线 tiene un salto pronunciado, casi vertical, cerca del punto final. La forma exacta depende de si cada reactante es fuerte o débil.

Para elegir un indicador 指示剂, selecciona uno cuyo cambio de color caiga dentro de ese salto pronunciado. Para un ácido fuerte con una base fuerte, la mayoría de los indicadores funcionan; para un ácido débil con una base fuerte necesitas uno que cambie en el rango de pH más alto.

• Define equilibrio dinámico con los tres puntos: tasas directa e inversa iguales, concentraciones constantes, sistema cerrado.
• Responde preguntas sobre Le Chatelier indicando el cambio, la dirección del desplazamiento y la razón; un catalizador no desplaza la posición (acelera ambas tasas).
• Escribe $K_c$ como productos sobre reactivos, elevados a sus coeficientes estequiométricos; incluye estados físicos para decidir qué aparece.
• Justifica las condiciones del proceso Haber/Contact como un compromiso entre rendimiento, velocidad y costo — no simplemente cítalas.
• Brønsted: ácido = donador de protones, base = aceptora de protones; los pares conjugados difieren en un $\text{H}^+$.