Equilibrio

Es correcto pero esa cada término de la QUE debe estar dividido por el estado de referencia, (actividad de ref, presión de ref tomadas). O bien para compararla con otro valor se darán las unidades de la K.

Me parece que vas muy equivocado en ningún caso que planteas la actividad es igual a la unidad ya que como deberías saber que la actividad se puede escribir como a= Concentración * coeficiente de actividad (dicho coeficiente es el que es igual en el caso de de disoluciones puras a T 25 y presión 1 atm). Con lo cual dependerá de todas las concentraciones en sus correspandientes medios así como en menos medida de los coeficientes de actividad que en el caso que tu plantes es prácticamente 1 para todos los casos si estamos en condiciones normales. O sea escríbelo como una constante que depende de actividades Y luego haz la aproximación a concentraciones

Daniel
Aquí te envío algo que puede ayudarte a entender lo referente al equilibrio químico heterogéneo
de cualquie forma si crees que es necesario mi correo es [email protected]
Equilibrio químico
El equilibrio químico representa un balance entre las relaciones directa e inversa. En la mayoría de los casos, este balance es muy delicado. Los cambios en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para hacer que se forme mayor o menor cantidad de producto deseado. Por ejemplo, cuando se dice que la posición de equilibrio se desplaza a la derecha. Las variables que se pueden controlar en forma experimental son concentración, presión, volumen y temperatura. A continuación se estudiara la forma en que cada una de estas variables afecta al sistema de reacción en equilibrio; además, se analizara el efecto de un catalizador sobre el equilibrio.
El concepto de constantes de equilibrio es muy importante en química. Como sé vera a continuación, las constantes de equilibrio Son la clave para resolver muchos tipos de problemas de estequiometría de sistemas en equilibrio. Por ejemplo un químico que desea Obtener máximo rendimiento de ácido sulfúrico, debe tener un claro conocimiento de las constantes de equilibrio para cada una De las etapas del proceso, desde la oxidación del azufre hasta la formación del producto final.
Para atizar las constantes de equilibrio es necesario expresarlas en términos de las concentraciones de reactivos y de productos. La única guía con la que se cuenta es con la ley de acción de masas, que es la forma general para encontrar las concentraciones en equilibrio. Sin embargo, como las concentraciones de reactivos y de productos se pueden expresar en distintas unidades y como las especies que intervienen no siempre están en la misma fase, es posible que exista más de un modo de expresar la constante de equilibrio para la misma reacción.
Equilibrios heterogéneos
Como es de esperarse, una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases conduce a un equilillibrio heterogéneo. Por ejemplo cuando el carbonato de calcio se calienta en un recipiente cerrado, se establece el siguiente equilibrio:
CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)
Los sólidos y el gas constituyen tres fases distintas. En el equilibrio se puede esperar que la constante de equilibrio sea:
Sin embargo, la "concentración" de un sólido, al igual que su densidad, es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de sustancia presente. Por ejemplo, la concentración Molar del cobre (densidad=8.96g/cm3) a 20 ºC es la misma, ya sea que se cuente con 1gramo o una tonelada del metal:
Por esta razón los términos[CaCO3] y [CaO] son en si mismos constantes y se pueden combinar con la constante de equilibrio. En esta forma, la ecuación se simplifica a
Donde Kc, la "nueva" constante de equilibrio, queda expresada en términos de una sola concentración, la de CO2 . obsérvese que el valor de Kc no depende de la cantidad de CaCO3 y CaO presentes, siempre y cuando alguno de cada uno de estos se encuentre en equilibrio.
La constante de equilibrio también se puede expresar como
Kp=PCO2
En este caso, la constante de equilibrio es igual a la presión del gas CO2, cuya magnitud es fácil de medir.
Lo que se menciono acerca de los sólidos se aplica también a los líquidos. Así, si un liquido es un reactivo o un producto, su concentración se puede considerar como constante y omitirla en la expresión de la constante de equilibrio.
Equilibrios múltiples
Las reacciones estudiadas hasta ahora son relativamente simples. Sin embargo, existen sistemas en equilibrios más complicados en los que las moléculas de producto de un equilibrio participan en un segundo proceso en equilibrio:
Los productos C y DE, formados en la primera reacción, reaccionan a su vez para formar los productos E y F. En el equilibrio, es posible expresar por separado dos constantes de equilibrio:
La reacción global esta dada por la suma de las dos reacciones
Y la constante de equilibrio Kc para esta reacción es
Es posible obtener esta misma ecuación al multiplicar las constantes K´c y K´´c
Por lo tanto,
Kc=K'cK''c
Ahora, se puede señalar un importante enunciado para los equilibrios múltiples: si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global esta dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.
La ionización de los ácidos diproticos en disolución acuosa es uno de los muchos ejemplos de equilibrios múltiples. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio para el ácido carbónico(H2CO3) a 25ºC:
La reacción global es la suma de estas dos reacciones
Y la constante de equilibrio correspondiente esta dada por
Al utilizar la ecuación se llega a
Kc=K´cK´´c
=(4,2x10-7 )(4.8x10-11 )
=2.Ox10-17
La forma de k y la ecuación de equilibrio
Continuación se examinaran dos reglas importantes para escribir las constantes de equilibrio:
. Cuando la ecuación de una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio es él reciproco de la constante de equilibrio original. Así, si el equilibrio NO2- N2O4 se escribe como
Entonces
Sin embargo, también es correcto representar el equilibrio como
Y la constante de equilibrio esta dada ahora por
Como se puede ver, Kc=1/K´C o K´K´´=1.0 tanto Kc como K´c son constantes de equilibrio validas, pero no tiene sentido decir que la constante para el sistema NO2-N2O4 es 4,63x10-3, a menos que también se especifique la forma en que esta escrita la ecuación de equilibrio:
Si se examinan los exponentes, es posible observar que K´c =Kc1/2
=(4,63x10-3)1/2
=0,0680
De acuerdo con la ley de acción de masas, cada termino de concentración en la expresión de la constante de equilibrio esta elevado a una potencia igual a su coeficiente estequiometrico. Por lo tanto, si se duplica una ecuación química, la constante de equilibrio correspondiente será el cuadrado de su valor original; si se triplica la ecuación, la constante de equilibrio será el cubo del valor original, y así sucesivamente. El ejemplo del sistema NO2-N2O4 muestra una vez más la necesidad de escribir la ecuación química cuando se indica el valor numérico de una constante de equilibrio.
El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:
a A (g) + b B (g) < === >c C (g) + d D (g)
Constante de equilibrio Kc = [A]a b / { [C]c [D]d }
Kp = [PA]a [PB]b / { [PC]c [PD]d } Kx = [XA]a [XB]b / { [XC]c [XD]d }
Relación entre las constantes Kp = Kc (R T)Dn
Kp = Kx (P)Dn
Relación entre la presión parcial y la fracción molar Pa = Pt Para
donde Pa es la presión parcial del componente A, Pt la presión total y Para su fracción molar
Coeficiente a de (disociación, ionización, hidrólisis...) Es la fracción de 1 mol que se transforma (disocia, ioniza, hidroliza...)
Principio de Le Chatelier Si en un fenómeno natural interviene una causa externa que trata de modificarlo, el sistema tiende a oponerse a esta causa externa.
- Si aumentamos la concentración de uno de los reactivos, el equilibrio tiende a desplazarse hacia la derecha.
- Un aumento de presión desplaza el equilibrio hacia el sentido que suponga un menor número de moléculas.
- Una disminución de la presión desplaza el equilibrio en el sentido en que haya mayor número de moléculas.
- En un equilibrio puesto en forma exotérmica hacia la derecha (D H < 0), un enfriamiento favorece la formación en el sentido exotérmico hacia la derecha.
- Calentando el sistema se favorece un cambio en el sentido endotérmico (hacia la izquierda).
Un sistema en equilibrio dinámico, es aquel en el que la reacción directa y la inversa, ocurren a la misma velocidad. El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de la constante Kc. Si la constante es muy grande, la reacción directa se producirá casi exhaustivamente, mientras que la inversa no ocurre de forma apreciable. Si la constante es muy pequeña, la reacción que domina es la inversa.
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Se puede utilizar el Principio de Le Châtelier para predecir de qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación.
? Una disminución del volumen; hace que se produzca la reacción de modo que decrezca, el nº de moles de gas en el sistema.
? Un aumento de la temperatura:
Hace que se produzca la reacción endotérmica.
La constante de equilibrio se puede relacionar con la energía Libre de Gibbs a través de la ecuación:
AG = - R T Ln Kp
Suerte y hasta la vista

Disculpa la demora pero estaba out.
Las actividades de los líquidos influyen.
Revisa libros de termodinámica para modelos reales como NTRL o Unifac