Equilibrio químico: pon a prueba tu comprensión

Guía rápida del equilibrio químico

El equilibrio químico se alcanza cuando la velocidad de la reacción directa es igual a la de la inversa, de modo que las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo. Es importante entender que constante no significa igual: en el equilibrio las velocidades se igualan, pero las concentraciones pueden ser muy distintas. Esta situación dinámica se describe mediante la constante de equilibrio K, que para una reacción genérica aA + bB ⇌ cC + dD vale K = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b), incluyendo solo especies en disolución o gaseosas, nunca sólidos ni líquidos puros.

Un error muy frecuente es confundir la constante K con el cociente de reacción Q. Q se calcula con las concentraciones en cualquier momento, mientras que K solo tiene el valor del equilibrio a una temperatura dada. Si Q es menor que K, la reacción avanza hacia los productos; si Q es mayor que K, avanza hacia los reactivos. Otro malentendido habitual: añadir un catalizador no desplaza el equilibrio ni altera K, solo acelera la llegada al equilibrio. Tampoco es cierto que un valor de K pequeño signifique que la reacción no ocurre, sino que el equilibrio está desplazado hacia los reactivos.

El principio de Le Chatelier permite predecir cómo responde un equilibrio a las perturbaciones: si aumentamos la concentración de un reactivo, el sistema se desplaza hacia los productos para consumirlo; si aumentamos la presión en un equilibrio gaseoso, se desplaza hacia el lado con menor número de moles de gas; y si aumentamos la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido endotérmico. Ojo con un matiz: la temperatura es el único factor que cambia el valor de K; los cambios de concentración, presión o volumen desplazan el equilibrio sin modificar la constante. Dominar estas distinciones es clave para resolver correctamente los ejercicios de grado de disociación y constantes de equilibrio.