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Equilibrio químico
El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios conforme el tiempo transcurre. Cuando
una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos
permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. Sin
embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos
siguen formando moléculas de productos, y éstas a su vez reaccionan para formar moléculas de
reactivos.
Aunque las reacciones químicas puedan avanzar hasta completarse, nunca van en una sola
dirección. De hecho, las reacciones alcanzan un equilibrio en el que la rapidez de reacción en
ambas direcciones resulta igual.
A lo largo de la investigación se explica de forma clara y completa todo lo que interactúa y surge
para concluir en el equilibrio químico, como leyes, teorías, tipos de equilibrios, factores que
influyen o pueden alterarlo, transformaciones iónicas, entre otros, para lograr con ello, un
aprendizaje significativo.
Es de suma importancia el estudio y reconocimiento de sus conceptos básicos, para el buen
entendimiento de este, así como comprender el funcionamiento puro de cada uno de los procesos
que se llevan a cabo, antes, durante y después de las reacciones, hasta llegar a este estado neutral.

Equilibrio químico
Es el punto en el que la velocidad de reacción de los reactivos hacia los productos es la misma
velocidad que de los productos hacia los reactivos.
Cuando las condiciones de la reacción sean favorables (temperatura constante en un sistema
cerrado) entonces el equilibrio químico idealmente se mantendrá durante un tiempo indefinido.
Constante de equilibrio
En 1863, Guldberg y Waage describieron lo que ahora llamamos la ley de acción de masas, que
establece que la rapidez de una reacción química es proporcional a las “masas activas” de las
sustancias reaccionantes presentes en cualquier momento. Las masas activas pueden ser
concentraciones o presiones. Guldberg y Waage derivaron una constante de equilibrio al definir el
equilibrio como la condición en la cual la rapidez de las reacciones hacia adelante y en sentido
inverso es igual. Consideremos la reacción química:
De acuerdo con Guldberg y Waage, la rapidez de la reacción hacia adelante es igual a una constante
por la concentración de cada especie elevada a la potencia del número de moléculas que participan
en la reacción; es decir,
donde rapidezf representa la rapidez de reacción hacia adelante (de formación de productos) y kf
es la constante de rapidez, la cual depende de factores como temperatura y la presencia de
catalizadores. [A] y [B] representan las concentraciones molares de A y B. De igual manera, para
la reacción inversa, Guldberg y Waage escribieron:
y para un sistema en equilibrio, la rapidez hacia adelante y en sentido inverso resulta igual:

Reordenando estas ecuaciones se obtiene la constante molar de equilibrio (que es válida para
soluciones diluidas) para la K de la reacción:
La expresión aquí obtenida corresponde a la constante de
equilibrio, si bien el método de derivación no tiene validez general. Esto se debe a que la rapidez
de reacción realmente depende del mecanismo, determinado por el número de especies que
colisionan entre sí, en tanto que la expresión de la constante de equilibrio depende sólo de la
estequiometría de la reacción química. La suma de los exponentes en la constante de rapidez da el
orden de la reacción, y éste puede ser totalmente diferente de la estequiometría de la reacción.
Por consiguiente, la constante de equilibrio se define mediante un cociente, cuyo numerador se
obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las cuales
está elevada a una potencia igual a su cociente estequiométrico en la ecuación balanceada. El
denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de
equilibrio de los reactivos. Si K es mucho mayor que 1 (es decir, K > 1), el equilibrio se desplazará
hacia la derecha y favorecerá a los productos. Por el contrario, si la constante de equilibrio es
mucho menor que 1 (es decir, K < 1), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los
reactivos.
Tipos de equilibrio
Se pueden escribir constantes de equilibrio para muchos tipos de procesos químicos. Los
equilibrios pueden representar disociación (ácido/base, solubilidad), formación de productos
(complejos), reacciones (redox), una distribución o reparto entre dos fases (agua y disolvente no
acuoso: extracción por disolvente; adsorción de un compuesto desde una fase acuosa por una
superficie activa, como en cromatografía, etc.).
La tendencia de que ocurra una reacción se define termodinámicamente a partir de su cambio en
entalpía (∆H) y en entropía (∆S). La entalpía es el calor absorbido cuando tiene lugar una reacción
endotérmica bajo presión constante. Cuando hay desprendimiento de calor (reacción exotérmica),
∆H es negativa. La entropía es una medición del desorden o aleatoriedad de una sustancia o de un
sistema.

Un sistema tenderá siempre hacia una menor energía y aleatoriedad aumentada, es decir, menor
entalpía y mayor entropía.
Principio de Le Châtelier
La concentración de equilibrio de los reactivos y productos se puede alterar si se aplica tensión al
sistema; por ejemplo, cambiando la temperatura, la presión o la concentración de uno de los
reactivos. Los efectos de tales cambios se pueden predecir por el principio de Le Châtelier, que

establece que cuando se aplica tensión a un sistema en el equilibrio químico, el equilibrio se
desplazará en el sentido que permita aliviar o contrarrestar esa tensión.
Efectos de la temperatura, presión y concentraciones sobre las constantes de equilibrio
▪ La temperatura influye en las constantes individuales de rapidez para las reacciones hacia
adelante y hacia atrás, y en consecuencia también afecta la constante de equilibrio. Un aumento en
la temperatura desplazará el equilibrio en la dirección que dé por resultado absorción de calor, ya
que esto remueve la fuente de tensión. De este modo, una reacción endotérmica hacia adelante
(que absorbe calor) se desplazará a la derecha con un aumento en la constante de equilibrio.
Sucederá lo contrario para una reacción exotérmica hacia adelante, que libera calor. El grado de
desplazamiento dependerá de la magnitud del calor de reacción para el sistema.
▪ La presión puede tener gran influencia sobre la posición del equilibrio químico para reacciones
que ocurren en fase gaseosa. Un aumento de presión favorece un desplazamiento en la dirección
que dé por resultado reducción del volumen del sistema. Sin embargo, para reacciones que ocurren
en soluciones, los cambios normales de presión tienen poco efecto en el equilibrio porque los
líquidos no se pueden comprimir como los gases.
▪ El valor de una constante de equilibrio es independiente de las concentraciones de los reactivos
y de los productos. Sin embargo, la posición del equilibrio es influida en forma definitiva por las
concentraciones. El sentido del cambio se puede predecir fácilmente por el principio de Le
Châtelier.
Catalizadores
Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez con la que se llega al equilibrio al afectar la
rapidez tanto de la reacción hacia adelante como de la reacción hacia atrás. Pero dado que afectan
la rapidez de ambas en el mismo grado, no tienen efecto alguno en el valor de la constante de
equilibrio.
Finalización de las reacciones
Si el equilibrio de una reacción se ubica lo suficientemente a la derecha como para que la cantidad
remanente de sustancia que se está determinando (reactivo) sea demasiado pequeña para medirse

por la técnica de medición que se utiliza, se considera que la reacción ha llegado a su finalización.
Si el equilibrio no está tan favorecido, entonces se puede aplicar el principio de Le Châtelier para
hacerlo favorable. Se puede aumentar la concentración de un reactivo o disminuir la concentración
de un producto. Asimismo, promover la formación de más producto: 1) permitiendo que escape
un producto gaseoso; 2) precipitando el producto; 3) formando un complejo iónico estable del
producto en solución, o 4) mediante extracción preferencial.
Efecto del ion común
El efecto es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un
ion común con la sustancia disuelta. Este efecto tiene una función importante en la determinación
del pH de una disolución y en la solubilidad de una sal poco soluble.
Se puede usar para hacer que las reacciones analíticas sean más favorables o cuantitativas. El ajuste
de la acidez, por ejemplo, se usa a menudo para desplazar los equilibrios. Las titulaciones con
dicromato de potasio, por ejemplo, se favorecen en solución ácida, ya que los protones se
consumen en sus reacciones. Las titulaciones con yodo, un agente oxidante débil, por lo regular se
hacen en solución ligeramente alcalina para desplazar el equilibrio hacia la culminación de la
reacción.
Disoluciones amortiguadoras
Una disolución amortiguadora, buffer o tampón es una disolución de 1) un ácido débil o una base
débil y 2) su sal; es decir, ambos componentes deben estar presentes. La disolución tiene la
capacidad de resistir los cambios del pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o de
base. Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos.
Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido
para reaccionar con los iones OH2 que se le añadan; y también debe contener una concentración
semejante de base para neutralizar los iones H1 que se le agreguen.
Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro
en una reacción de neutralización.
Equilibrios heterogéneos

Como es de esperar, una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas
fases conduce a un equilibrio heterogéneo. Los equilibrios en los cuales los componentes están en
solución de ordinario se alcanzan con bastante rapidez. Si un equilibrio comprende dos fases, la
rapidez con la que se alcanza el equilibrio será por lo general sustancialmente más baja que en el
caso de las soluciones. Un ejemplo es el equilibrio de distribución de un analito entre una columna
cromatográfica (por ejemplo, sólida) y un disolvente de elución. Como el tiempo de equilibrio es
infinito, la rapidez de elución del analito a lo largo de la columna cromatográfica debe ser lo
suficientemente lenta como para alcanzar el equilibrio. Ni la disolución de un sólido ni la
formación de un precipitado serán instantáneas.
Equilibrio Homogéneo
El término se aplica a las reacciones en las que todas las especies participantes (reactivos y
productos) se encuentran en la misma fase, como:
Por ejemplo:
Producto de solubilidad
Las reacciones de precipitación son importantes en la industria, la medicina y la vida diaria. En
general, el producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares
de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la
ecuación de equilibrio.
Consideramos una disolución saturada de cloruro de plata que está en contacto con cloruro de plata
sólido. El equilibrio de solubilidad se representa como:
El cloruro de plata es una sal insoluble. Es válido suponer que la pequeña cantidad de AgCl sólido
que se disuelve en agua se disocia por completo en iones Ag1 y Cl2. Así que podemos escribir la
constante de equilibrio para la disolución de AgCl como: donde Kps
se conoce como la constante del producto de solubilidad o simplemente el producto de solubilidad.

Solubilidad molar y solubilidad
Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad molar, que es el
número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L), y como solubilidad, que
es el número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (g/L). Se observa que
ambas expresiones se refieren a la concentración en disoluciones saturadas a una temperatura
determinada (que suele ser de 25°C). Tanto la solubilidad molar como la solubilidad son cantidades
apropiadas para el trabajo del laboratorio.
Cuando efectuamos cálculos de solubilidad, del producto de solubilidad, o de ambos, deben
recordarse los siguientes puntos importantes:
1. La solubilidad es la cantidad de sustancia que se disuelve en una cantidad determinada de agua
para producir una disolución saturada. En los cálculos de equilibrio de solubilidad por lo general
ésta se expresa como gramos de soluto por litro de disolución. La solubilidad molar es el número
de moles de soluto por litro de disolución.
2. El producto de solubilidad es una constante de equilibrio.
3. La solubilidad molar, la solubilidad y el producto de solubilidad se refieren todos a una
disolución saturada.
Los equilibrios de iones complejos y la solubilidad
Las reacciones entre ácidos y bases de Lewis, en las que se combina un catión metálico con una
base de Lewis, llevan a formar iones complejos. Así, un ion complejo se define como un ion que
contiene un catión metálico central enlazado a una o más moléculas o iones. Los iones complejos
son fundamentales para muchos procesos químicos y biológicos.
Los metales de transición tienen una tendencia particular a formar iones complejos porque poseen
más de un estado de oxidación. Esta propiedad les permite comportarse en forma efectiva como
ácidos de Lewis, cuando reaccionan con varios tipos de moléculas o iones que sirven como
donadores de electrones, o bases de Lewis.
Una medida de la tendencia de un ion metálico a formar un ion complejo particular está dada por
la constante de formación Kf (también conocida como constante de estabilidad), que es la

constante de equilibrio de la formación del ion complejo. Cuanto mayor sea el valor de Kf, más
estable es el ion complejo.
Actividad y coeficientes de actividad
La actividad de una especie está relacionada con su concentración a través de un factor llamado
coeficiente de actividad.
Los químicos utilizan este término, a, para explicar los efectos de los electrolitos sobre el equilibrio
químico. La actividad, o concentración efectiva, de especies X depende de la fuerza iónica del
medio y es definida por: donde ax es la actividad de la especie X, [X] es su
concentración molar y yx es el coeficiente, que varía con la fuerza iónica.
En algunos casos, la actividad de un reactante es esencialmente igual a su concentración y podemos
escribir la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de las especies participantes.
En el caso del equilibrio iónico, sin embargo, las actividades y concentraciones pueden ser
sustancialmente distintas. Este tipo de equilibrio es también afectado por las concentraciones de
los electrolitos en disolución que pueden no participar directamente en la reacción.
En general, la presencia de sales diversas (que no contengan los iones comunes al equilibrio en
cuestión) provocará aumento en la disociación de un electrólito débil o en la solubilidad de un
precipitado. Los cationes atraen a los aniones y viceversa, y así los cationes del analito atraen a los
aniones de los diversos electrólitos, y los aniones del analito atraen a los cationes. La atracción de
los iones de la reacción de equilibrio por el electrólito disuelto los enmascara de manera formal
disminuyendo su concentración efectiva y desplazando el equilibrio. Conforme aumenta la carga,
ya sea de una sal diversa o de los iones de la reacción de equilibrio, el efecto de la sal diversa por
lo general aumenta. Este efecto sobre el equilibrio no está predicho por el principio de Le Châtelier;
pero si se piensa en términos de las concentraciones efectivas que se cambian, es análogo en
algunos aspectos al efecto del ion común.

Esta “concentración efectiva” de un ion en presencia de un electrólito se llama actividad del ion.
La actividad se puede usar para describir cuantitativamente el efecto de las sales en las constantes
de equilibrio.
La actividad de un ion ai se define por: donde Ci es la concentración del ion i, y fi
es su coeficiente de actividad. La concentración se expresa por lo regular como molaridad, y la
actividad tiene las mismas unidades que la concentración. El coeficiente de actividad es
adimensional, pero los valores numéricos de los coeficientes de actividad sí dependen de la
selección del estado estándar. El coeficiente de actividad varía con el número total de iones en la
solución y con su carga, y es una corrección para la atracción interiónica.
Fuerza iónica
A partir de lo anterior, se puede ver que el coeficiente de actividad es una función de la
concentración total de los electrólitos en solución. La fuerza iónica es una medida de la
concentración total de electrólitos, y se define por donde µ es la fuerza
iónica y Zi es la carga en cada ion individual.
La fuerza iónica de una disolución de un electrolito fuerte, compuesto por iones con una sola carga,
es idéntica a su concentración molar de sal. Sin embargo, si la disolución contiene iones con cargas
múltiples, la fuerza iónica es mayor que la concentración molar.
Clasificación de las disoluciones de electrolitos
La mayoría de los solutos que se discuten en este capítulo se denominan electrolitos. Los
electrolitos son capaces de formar iones cuando se disuelven en agua (o en algunos otros
disolventes) y, por lo tanto, también son capaces de producir disoluciones que conducen corriente
eléctrica. Los electrolitos fuertes se ionizan completamente en un disolvente, mientras que los
electrolitos débiles se ionizan solo de manera parcial. Estas características provocan que una
disolución de un electrolito débil no conduzca la electricidad tan bien como una disolución que
contiene una concentración igual de un electrolito fuerte.

Teorías ácido-base
Teoría de Arrhenius: H+ y OH-
Arrhenius, como estudiante de posgrado, introdujo una teoría radical en 1894 (por lo cual recibió
el premio Nobel): que un ácido es cualquier sustancia que se ioniza (parcial o completamente) en
agua para dar iones de hidrógeno (que se asocian con el disolvente para dar iones hidronio, H3O+):
Una base se ioniza en agua para dar iones hidroxilo. Las bases
débiles (parcialmente ionizadas) por lo general se ionizan
como sigue:
Mientras que las bases fuertes como los hidróxidos metálicos (por ejemplo, NaOH) se disocian
como:
Esta teoría obviamente se restringe al agua como disolvente.
Teoría de Brønsted-Lowry: aceptando y cediendo protones
La teoría de los sistemas de disolventes es adecuada para disolventes ionizables, pero no es
aplicable para reacciones ácido-base en disolventes no ionizables, como el benceno o el dioxano.
En 1923, Brønsted y Lowry describieron por separado esta teoría, que sostiene que un ácido es
cualquier sustancia que puede donar un protón, y una base es cualquier sustancia que puede aceptar
un protón.

Así, se puede escribir una “media reacción”
El ácido y la base de una media reacción se llaman pares conjugados. Los protones libres no existen
en solución, y debe haber un aceptor de protones (base) antes de que un donador de protones
(ácido) libere su protón. Es decir, debe haber una combinación de dos medias reacciones.
Teoría de Lewis: aceptando y cediendo pares de electrones
También en 1923, G. N. Lewis introdujo la teoría electrónica de los ácidos y las bases. En la teoría
de Lewis, un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones, y una base es una
sustancia que puede donar un par de electrones. La segunda a menudo contiene un oxígeno o un
nitrógeno como donador de electrones. Así, sustancias que no contienen hidrógeno podrían ser
incluidas como ácidos.
Podemos concluir, reafirmando que el equilibrio químico forma parte de nuestra vida cotidiana, a
nuestro alrededor, estando presente en infinidad de reacciones que se llevan a cabo continuamente.
El poder entender la importancia de dicho equilibrio permitirá identificar, analizar y observar de
manera más genuina situaciones que se dan en el día a día.
Cada concepto teórico que se explicó anteriormente, está estrechamente relacionado uno con el
otro, de ahí su importancia de estudio, pues así identificaremos el tipo de proceso que se realizará.
El equilibrio químico, de igual modo, tanto en el laboratorio como en la industria, recibe demasiada
importancia porque permite predecir las condiciones de presión, temperatura y concentración para
aumentar el rendimiento de una reacción química.
Lo anterior radica en cómo la química influye e interactúa con nuestro medio, y lo indispensable
que es, que podamos comprender todo este funcionamiento y aprendamos a darle la atención que
merece.

Referencias
Cedrón, J., Landa, V., & Robles, J. (s.f.). Química general. Material de enseñanza. Recuperado el
13 de marzo de 2022, de Pontificia Universidad Católica del Perú:
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/unidades-q2/unidad-3-equilibrio-quimico.html
Gary, D. C. (2009). Química analítica (sexta ed.). McGraw Hill.
Holler, F. J., Crouch, S. R., Skoog, D. A., & West, D. M. (2014). Fundamentos de química
analítica. Cengage Learning.
Khan Academy. (s.f.). Recuperado el 13 de marzo de 2022, de
https://es.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-equilibrium#equilibriumconstant
Raymond, C., & Kenneth , A. G. (2013). Química. McGraw Hill.

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