Cinética y equilibrio químico
Aquí se evalúa el control de la velocidad y de la posición del equilibrio: deducir la ley de velocidad a partir de datos experimentales, interpretar la energía de activación, aplicar el principio de Le Chatelier y calcular Kc, Kp, Q o el grado de disociación con tablas de equilibrio.
Cinética
- La ecuación de velocidad v = k[A]^m[B]^n se determina experimentalmente; los órdenes no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos.
- La constante k depende de la temperatura según Arrhenius, k = A·e^(−Ea/RT); un aumento de T siempre aumenta k.
- El catalizador rebaja la energía de activación y acelera la reacción, pero no modifica ΔH, K ni la posición final del equilibrio.
Equilibrio
- Para aA + bB ⇌ cC + dD: Kc = [C]^c[D]^d / ([A]^a[B]^b), con concentraciones en mol/L en el equilibrio; los sólidos y líquidos puros no aparecen.
- Kp = Kc(RT)^Δn, donde Δn es la variación de moles gaseosos.
- Se compara Q con K: si Q < K la reacción avanza hacia productos; si Q > K, hacia reactivos.
- Le Chatelier: la temperatura solo desplaza el equilibrio si ΔH ≠ 0; la presión y el volumen solo actúan si Δn ≠ 0 en fase gas.
Ejemplo resuelto
En un recipiente de 2,0 L a 800 K hay en equilibrio 0,10 mol de SO₂, 0,20 mol de O₂ y 0,60 mol de SO₃ para 2 SO₂ + O₂ ⇌ 2 SO₃ (ΔH < 0). Concentraciones: 0,050; 0,10 y 0,30 mol/L. Kc = (0,30)² / [(0,050)²·0,10] = 0,090 / 2,5·10⁻⁴ = 360. Para aumentar el rendimiento de SO₃ conviene enfriar (exotérmica), comprimir (Δn = −1) y retirar producto; añadir catalizador solo acelera la llegada al equilibrio.
Errores que cuestan puntos
Incluir sólidos en Kc; mezclar Kc con Kp sin convertir unidades; afirmar que el catalizador aumenta el rendimiento; olvidar elevar las concentraciones a sus coeficientes; y calcular el grado de disociación sin dividir por la concentración inicial.