10.2: La Constante de Equilibrio

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La constante en la ecuación en la sección 10.1 se denomina constante de equilibrio para la reacción. Lo que nos dice la constante de equilibrio para esta reacción es que, independientemente de las presiones (o concentraciones), una mezcla de los dos gases sufrirá reacción tal que las proporciones de las presiones parciales alcancen un valor constante, dado por la constante de equilibrio, K. Una vez que se ha alcanzado esta relación constante, ¿esto significa que las reacciones se detienen? Por supuesto que no. En la región de la parcela donde las concentraciones de N ₂ O ₄ y NO ₂ son constantes (las líneas están niveladas) N ₂ O ₄ aún se descompone para formar dos moléculas de NO 2 y dos moléculas de NO ₂ siguen reaccionando para sintetizar una molécula de N ₂ O ₄, pero las líneas están niveladas porque las velocidades de las dos reacciones químicas se han vuelto constantes; N 2 O ₄ se descompone a la misma velocidad que dos moléculas de NO ₂ están reaccionando para formar N ₂ O ₄.

En teoría, todas las reacciones químicas son equilibrios. En la práctica, sin embargo, la mayoría de las reacciones son tan lentas en sentido inverso que se consideran “irreversibles”. Cuando una reacción evoluciona un gas, forma un precipitado o procede con la generación de una gran cantidad de calor o luz (por ejemplo, combustión) la reacción es esencialmente irreversible. Muchas reacciones químicas son, sin embargo, fácilmente reversibles y para estas reacciones la expresión matemática de la constante de equilibrio se puede escribir usando un simple conjunto de reglas.

Las presiones parciales (o concentraciones molares) de los productos se escriben en el numerador de la expresión y las presiones parciales (o concentraciones) de los reactivos se escriben en el denominador.
Si hay más de un reactivo o más de un producto, las presiones parciales (o concentraciones) se multiplican juntas.
La presión parcial (o concentración) de cada reactivo o producto se eleva entonces a la potencia que numéricamente es igual al coeficiente estequiométrico que aparece con ese término en la ecuación química equilibrada.
Los reactivos o productos que están presentes como sólidos o líquidos o disolventes tienen una actividad definida de 1. Por lo tanto, aunque su actividad sí aparece formalmente en la expresión de equilibrio, no afectan el valor de la constante de equilibrio, por lo que a menudo no se escriben en la expresión.

Así, para la reacción de nitrógeno con gas hidrógeno para formar amoníaco:

N ₂ (g) + 3 H ₂ (g) 2 NH ₃ (g)

La expresión para la constante de equilibrio tendrá la presión parcial de amoníaco en el numerador, y será cuadrada, correspondiente al coeficiente “2” en la ecuación equilibrada; ${\ displaystyle\ izquierda (P_ {NH_ {3}}\ derecha) ^ {2}}$ . Debido a que hay dos reactivos, las presiones parciales para nitrógeno e hidrógeno se multiplicarán en el denominador. La presión parcial de nitrógeno se elevará a la “primera potencia” (que no se muestra) y la presión parcial de hidrógeno se cubicará, correspondiente al coeficiente “3”; ${\ displaystyle\ izquierda (P_ {N_ {2}}\ derecha)\ izquierda (P_ {H_ {2}}\ derecha) ^ {3}}$ . La expresión final para la constante de equilibrio se da en la siguiente ecuación:

\[\frac{(P_{NH_{3}})^{2}}{P{N_{2}(P_{H_{2}})^{3}}}=K \nonumber \]

Exercise $\PageIndex{1}$

For the chemical reactions shown below, write an expression for the equilibrium constant in terms of the partial pressures of the reactants and products.

PCl₅ (g) ⇄ PCl₃ (g) + Cl₂ (g)
2 NOCl (g) ⇄ 2 NO (g) + Cl₂ (g)
PCl₃ (g) + 3 NH₃ (g) ⇄ P(NH₂)₃ (g) + 3 HCl (g)

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Tom Neils (Grand Rapids Community College)