Equilibrio químico Constantes de Equilibrio Kc y Kp

El concepto de equilibrio químico es un poco complicado de entender. A ver si con unos ejemplos te lo puedo dejar claro:

 

equilibrio quimico kc y kp

Cuando quemas un trozo de madera (reactivo) obtienes cenizas (producto). Esta reacción es irreversible, es decir, los reactivos se agotan y dan lugar a los productos y no puedes volver atrás.

Una reacción en equilibrio es reversible. No se agotan ni los reactivos ni los productos. Un ejemplo sería una reacción de disolución:

♦ La sal común NaCl se encuentra precipitada en estado sólido en la naturaleza.

Si la echamos en agua y agitamos, la conseguimos disolver, pero a nada que dejamos de agitar se precipita en el fondo del recipiente.

♦ Esta reacción de disolución podría ser un ejemplo de equilibrio, en el que coexisten reactivos y productos: La sal disuelta con la sal precipitada.



 

¿Qué es el Equilibrio Químico?

Dentro de los equilibrios químicos tenemos dos tipos:

  • Equilibrios Homogéneos: Todas las sustancias que intervienen están en el mismo estado sólido, líquido o gas.
  • Equilibrios Heterogéneos: Puedes encontrar sustancias en diferentes estados, como en el ejemplo que te he puesto de la reacción de solución donde coexisten el estado sólido de la sal precipitada con el acuoso o disolución.

 

Según el temario de segundo de bachiller, al menos en Vizcaya, solo se estudia los equilibrios homogéneos, donde tanto reactivos como productos se encuentran en estado gaseoso.

En caso de que en tu instituto se estudien también los equilibrios heterogéneos

La diferencia principal en que tanto en la constante de equilibrio de concentración Kc, como en la constante de equilibrio de presión Kp, únicamente tienes que incluir los compuestos que se encuentren en estado gas.

Ni  líquidos ni sólidos, ya que estos tampoco los tienes que tener en cuenta cuando calculas la presión (recuerda la fórmula de cálculo de presión de los gases ideales P*V= R*N*T).

 

Constante de Equilibrio de Concentración kc

La constante de equilibrio de concentraciones kc es el cociente de la concentración de productos entre la concentración de reactivos elevados a sus índices estequiométricos:

Recuerda que estamos viendo equilibrios homogéneos donde tanto reactivos como productos se encuentran en estado gaseoso.




Constante de Equilibrio de Concentración kc

 

Kp: Errores comunes de ejercicios de Equilibrio químico en los exámenes de selectividad:

ERROR 1ERROR 2ERROR 3ERROR 4
No ajustar la reacción: a,b, c y d son los coeficientes estequiométricos que resultan al ajustar la reacción. Si no la ajustas esta todo mal
No poner las concentraciones en mol/litro: si inicialmente te dan los datos del ejercicio en gramos tienes que pasarlas a moles con la masa molecular. Si te las dan en presiones, aplica la ley de los gases ideales 
No poner las unidades de Kc: la constante de equilibrio puede o no tener unidades dependiendo de los índices estequiométricos. Tienes que calcular las unidades  introduciendo las unidades en la fórmula de Kc. 
No poner las concentraciones de equilibrio en Kc: Recuerda que las concentraciones que pones en la fórmula de kc para hacer el cálculo son las del equilibrio, no las iniciales.. 

 

 

 

Constante de equilibrio de presión kp

Kp es la contante de equilibrio de presión y tiene la misma fórmula que kc pero con presiones. Es muy facil de memorizar.

Aunque realmente casi nadie utiliza esta fórmula porque es más sencillo plantear el problema con concentraciones y no con presiones.

 

Relación entre Kp con Kc. Fórmula:

Normalmente se utiliza esta fórmula que relaciona las constantes de equilibrio kp con kc:



Relacion entre Kp y Kc - Formula

Relación entre Kp y Kc – Fórmula

 

Kp: Errores comunes de ejercicios de Equilibrio químico en los exámenes de selectividad:

ERROR 1ERROR 2ERROR 3ERROR 4ERROR 5
No poner todas las presiones en las mismas unidades: Si utilizas la fórmula de kp todas las presiones las tienes que poner o bien atmósferas (atm) o milímetros de mercurio (mm Hg). ¡Recuerda ajustar la reacción!.
No poner la temperatura en kelvin: parece muy básico pero muchas alumnos se olvidan y la ponen en grados centígrados. 
No poner las unidades de Kc: la constante de equilibrio puede o no tener unidades dependiendo de los índices estequiométricos. Tienes que calcular las unidades  introduciendo las unidades en la fórmula de Kc. 
No poner las concentraciones de equilibrio en Kp: Recuerda que las concentraciones que pones en la fórmula de kc para hacer el cálculo son las del equilibrio, no las iniciales.. 
n es la variación de moles estequiométricos: ni los moles que tienes inicialmente, ni los que resultan del equilibrio. Tienes que escribir la “resta de los los coeficientes estequiométricos”.

 

Cálculo de presiones parciales y totales

En los ejercicios y cuestiones de equilibrio químico de los exámenes de selectividad de química te suelen pedir calcular la kc o kp en el apartado a y en el b siempre suelen pedirte calcular la presión total o la de uno de los productos.

Para calcular las presiones puedes hacerlo con dos fórmulas dependiendo de si en los datos del ejercicio te da el volumen o no:

Cálculo de presiones parciales y totales

 

  • Si te dan el volumen, aplicas la fórmula de los gases ideales (temario de 4º E.S.O)
  • Si no te dan el volumen, no te queda mas remedio que utilizar la formula de la presiones parciales de Dalton que es menos conocida que la anterior.

 

Principio de Le Chatelier

¡Atento a la teoría de Le Chatelier que siempre cae en selectividad!




A grandes rasgos, según Le Chatelier, si hacemos una modificación en un sistema que está en equilibrio, el sistema tiende a oponerse o contrarrestar dicha modificación para volver a su estado inicial de equilibrio.

Lo cual es lógico y así ocurre en nuestra vida real.

 

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♦ Por ejemplo:

Imagínate que estás en una habitación tranquilamente y en equilibrio. De repente entra alguien te pone la calefacción a 35 grados. Lógicamente tu tendrás calor y te quitarás la chaqueta  para contrarrestar este cambio. Es decir, volver a como estabas al principio, en equilibrio.

Lo mismo si te ponen el aire acondicionado a 10 grados: intentarás ponerme un abrigo, bufanda, guantes (ya depende de lo friolero que seas) para volver al equilibrio.

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Pues en los sistemas ocurre lo mismo que en la naturaleza. Si los compuestos están felizmente en equilibrio y viene cualquier agente externo a molestarlos, intentan hacer lo que sea para volver al equilibrio.

Los factores que pueden afectar al equilibrio según Le Chatelier son:

Aumento o disminución de la temperatura:

Si aumenta la temperatura el sistema se desplaza hacia el lado de la reacción donde es endotérmica para coger ese calor y contrarrestar el cambio.

Si, por el contrario, disminuye la temperatura “la reacción tiene frío” y se desplaza al lado donde es exotérmica para dar calor y así aumentar dicha temperatura.

¿Lógico verdad?

Revisa el dato de entalpía que suele estar al al lado de la reacción.

Recuerda que:

  • Si la entalpía es mayor que cero, la reacción es endotérmica y coge calor.
  • Si la entalpía es menor que cero, la reacción sería exotérmica y da calor.

Si no recuerdas bien revisa el tema de las entalpías aquí.



Aumento o disminución de la presión

Si aumenta la presión el sistema se desplaza en el sentido donde haya menos moles gaseosos. Si disminuye la presión al revés.

 

Cambio de la concentración de uno de los reactivos o productos

 Cuando te dicen en el ejercicios que añaden o quitan una sustancia el sistema se desplaza, según Le Chatelier, al lado contrario para compensar ese cambio.

Error típico selectividad: Solo afecta al equilibrio el aumento o disminución de sustancias que se encuentren en la reacción como reactivos o productos (o bien que puedan reaccionar con ellos). No afectan los gases inertes.

 

Catalizador:

 Esta es la  típica pregunta de examen de selectividad que seguro que te sabrás de memoria: El catalizador no afecta al equilibrio solo afecta a la velocidad de la reacción.

 

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Equilibrio Químico: Teoría y Fórmulas de las Constantes

En este apartado puedes encontrar teoría de 2 de bachiller  de equilibrio químico en formado pdf para que los  puedas descargar con tu cuenta de google drive:

 

 

Exámenes y Ejercicios Resueltos de Equilibrio Químico.

En este apartado puedes encontrar exámenes de institutos de 2 de bachiller de química tanto en castellano como en euskera de equilibrio. Institutos de Vizcaya tales como Beurko, Trueba, Minas, Salesianos y la Inmaculada.

Todos los ejercicios están en formato pdf para que te los puedas descargar cómodamente.

Es necesario tengas una cuenta gratuita de google drive.

Por motivos de espacio y velocidad de carga no me ha sido posible subirlos directamente a Dnota10.




 

Ejercicios resueltos de kc y kp en pdf gratis.

 

 

Exámenes de Selectividad de Equilibrio Quimico

Dnota10 está destinado a proporcionar ejercicios y exámenes de química de selectividad  en castellano y sobre todo en euskera, ya que es muy difícil encontrar material en la red de química en euskera.

 

 

 

 

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