En este caso, vamos a ver qué ocurre cuando un sistema que ya está en equilibrio es modificado porque (por ejemplo) modificamos la concentración de uno de los reactivos.

Enunciado del ejercicio

Cuando se ponen 0,7 moles de N₂O₄ en un reactor de 10 L a 359 K se establece el equilibrio y la presión es de 3,3 atm. Calcula:

1. La concentración molar de todas las especies en el equilibrio.
2. El valor de Kc.
3. Si el sistema se comprime hasta reducir el volumen a 8 L ¿cuál sería la presión total en el equilibrio?

DATOS: R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹

Cómo afrontarlo

Hallar concentraciones iniciales

Tenemos 10 litros de una disolución gaseosa de N₂O₄ (0,7 moles), por lo que la concentración inicial será:

Convertir la presión final en concentración

Más tarde veremos para qué es necesario este paso. Como estamos ante una mezcla totalmente gaseosa, podemos aprovechar la ecuación de los gases ideales: . Como la presión final es 3,3 atm y T = 359 K, tenemos que .

Realizar los cálculos estequiométricos

En este caso, no hay productos, sólo reactivo, por lo que obligatoriamente la reacción se desplazará a la derecha, y se gastará parte del N₂O₄ para dar lugar a NO₂. Por lo tanto, de N₂O₄ se gastará 0,07·α (siendo α el grado de disociación) y de NO₂ se formará el doble de lo que se gaste de reactivo (2·0,07·α = 0,14·α)

	N2O4(g)		2 NO2(g)
Inicial	0,07		0
Reacciona	0,07·α		0,14·α
Equilibrio	0,07·(1-α)		0,14·α

En el caso del N₂O₄, a la cantidad inicial le restamos lo que reacciona (ya que se gasta). Para el NO₂, sumamos en lugar de restar, ya que esta sustancia no se gasta, sino que se produce.

Sumando las concentraciones finales, debemos obtener un valor igual a 0,1131M (lo que obtuvimos anteriormente), por lo que tendremos: . Resolviendo esta sencilla ecuación de primer grado, obtenemos α = 0,6014.

Resolvemos el apartado a)

Con este valor de α, ya podemos hallar las concentraciones en equilibrio:

Podemos comprobar que sumando ambas concentraciones obtenemos 0,1121 M

Resolvemos el apartado b)

Para hallar Kc, hay que tener en cuenta que para este equilibrio

Resolvemos el apartado c)

Aquí vienen los problemas. Si reducimos el volumen, las concentraciones cambian y no tienen por qué seguir en equilibrio. Para comprobarlo, recalculamos concentraciones:

Si hallamos Q (cociente de reacción) con estos valores, tendremos: Como Q > Kc, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, y se consumirá parte del NO₂ anteriormente obtenido, y se formará algo de N₂O₄. Aplicando estequiometría de forma parecida al caso anterior, y teniendo en cuenta que el grado de disociación hay que aplicarlo ahora a NO₂ obtendremos:

	N2O4(g)		2 NO2(g)
Inicial	0,034875		0,10525
Reacciona	0,052625·α		0,10525·α
Equilibrio	0,034875+0,052625·α		0,10525·(1-α)

Con estas concentraciones, y sabiendo que Kc = 0,2541, tenemos: . Resolviendo la ecuación de segundo grado, obtenemos dos valores de α: α = 0,0636 y α = 3,1435.

Elegiremos α = 0,0636, ya que α sólo puede tomar valores entre 0 y 1, y no puede valer 3,1435.

Las nuevas concentraciones en equilibrio serán:

[N₂O₄] = 0,034875+0,052625·α = 0,0382 M

[NO₂] = 0,10525·(1-α) = 0,0986 M

Conclusión

Como puede comprobarse, al disminuir el volumen hemos roto el equilibrio, y  las concentraciones han variado para restablecer dicho equilibrio. Lo que ha ocurrido es que, disminuyendo el volumen aumenta la presión, y la reacción avanza en el sentido en el que hay menos moles gaseosos (es decir, hacia la izquierda).

Tras la modificación de volumen, y antes de que se restablezca el equilibrio, las concentraciones son 0,034875M y 0,10525M. La concentración total es 0,140125M, que convertido a presión es .

Tras restablecerse el equilibrio, las concentraciones son 0,0382M y 0,0986M. La concentración total es 0,1368M, que convertido a presión es .

Al modificar un equilibrio, éste evoluciona para restablecer dicha modificacióny volver a una nueva situación de equilibrio. Este efecto es conocido como ley de Le Chatelier.