EL EQUILIBRIO QUÍMICO

Imaginemos un viaje en un colectivo “especial” cuyos pasajeros son moléculas

de las sustancias A (rojas) y B(azules) Salen de la terminal 4 moléculas de A y 4

de B

En la primera parada baja 1 molécula de A y una de B pero suben 1 nueva

molécula de A y 1 de B

Aunque efectivamente haya movimiento de pasajeros, desde el punto de vista de

cantidad y tipo de pasajeros el sistema permanece inalterado. Esta situación describe lo que

se conoce como equilibrio dinámico.

A las reacciones que ocurren en un único sentido, se las llama irreversibles

La mayoría de las reacciones ocurren en ambos sentidos: reversibles.

La expresión matemática querepresenta al Equilibrio Químico, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La

relación entre las concentraciones molares de los productos y los reactivos,

elevadas a sus coeficientes estequiométricos. Para cualquier reacción:

a A + b B c C + d DKc= [C]c . [D]d

[A]a . [B]b

kc (constante de equilibrio) es un valor constante que solo depende de la temperatura

¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante,

En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones:

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

Kp = Kc. (R T)Δn

siendo Δn:moles de productos menos moles de reactivos

Si K <<< 1, entonces la reacción es muy reversible y se dice que se encuentra desplazada a la

izquierda.Por ejemplo, para la siguiente reacción:

2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)

A 350°C el valor de kc=0,019, mientras que a 490 °C es de 0,022. Esto significa que a 490 °C, la reacción está más

desplazada hacia los productos; aunque a ambas temperaturas la reacción directa es muy poco favorable, ya

que por ser kc menor que 1, en el equilibrio hay mayor cantidad de reactivos que de productos.

Si K >>> 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se dice que esta

desplazada a la derecha.Por ejemplo, la formación de cloruro de

hidrógeno:Cl2 + H2 2 HCl

A 27°C el valor de kc= 3,17 . 1016, un valor tan alto como para considerar la reacción

directa como prácticamente completa.

Variación de la concentración en el tiempo

Evolución hacia el equilibrioEn muchas oportunidades se desconoce si el sistema está en equilibrio. Si no lo está, es de gran utilidad

investigar hacia dónde se desplazará

espontáneamente la reacción para alcanzar ese

equilibrio.Para determinarlo se calcula el cociente de

reacción(simbolizado con Qc) que se calcula de

manera análoga a Kc, pero con las concentraciones en

cualquier instante de la reacción.

Evolución hacia el equilibrio

PRINCIPIO DE LE CHATELIEREn 1898 el químico francés Henry

Louis Le Chatelier presentó su principio de los equilibrios:

“Si a un sistema en equilibrio se le produce una perturbación externa, el sistema evolucionará de forma tal de

contrarrestar el efecto de esa perturbación”

Pero…¿Qué tipo de perturbaciones puede sufrir un sistema en equilibrio, considerando el caso en que todas las

sustancias que participan son gaseosas?

Cambios en las concentraciones de reactivos y/o productos.Cambios en la presiónCambios en el volumen del recipienteCambios en la temperatura

Cambios en las concentracionesSi se agregan reactivos a un sistema en equilibrio, este reaccionará de manera de contrarrestar ese cambio, desplazándose hacia la formación de productos, y, al contrario, el agregado de productos provocará la evolución del sistema hacia los reactivos.Cuando se quiere desplazar el equilibrio hacia la formación de productos, es decir, favorecer la reacción directa, es conveniente, además de agregar reactivos, extraer los productos que se vayan formando, de manera de seguir forzando al sistema a modificarse para intentar retornar a la situación de equilibrio.

Equilibrios y cambios en la presión

Cuando se producen cambios en la presión de un sistema en equilibrio, por ejemplo, si aumenta, el

sistema se desplazará de forma tal de disminuir esa elevación de la presión.¿Pero cómo lo realiza?

Según la ecuación de los gases idealesP = n R T/V

Si la temperatura y el volumen permanecen constantes, la presión resulta directamente proporcional al número

de moles n. Entonces P aumenta cuando aumenta n

Veamos el siguiente ejemplo:2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

reactivos: 3 moles; productos: 2 molesSi se aumenta la presión, el sistema

evolucionará para disminuirla, entonces se desplazará hacia los productos ya que la

cantidad de moles es menor.Cuando la suma de los coeficientes

estequiométricos de los productos es igual a la de los reactivos, las variaciones en la presión

no alteran el equilibrio del sistema.

Equilibrio y cambios en el volumen

Si la temperatura es constante, según la ley de Boyle y Mariotte, el volumen y la presión de un

gas son inversamente proporcionales.Entonces un aumento del volumen del

recipiente, se trata, según el principio de Le Chatelier, como una disminución de la presión,

por lo que el sistema se desplazará hacia donde se produzca un mayor número de

moles.

Temperatura, equilibrio y constantes

Reacción exotérmica: se produce con liberación de calor al medio.Reacción endotérmica: toma calor del medio para producirse.Si una reacción es exotérmica hacia los productos, es endotérmica hacia los reactivos y viceversa.Si se aumenta la temperatura, el sistema se desplazará hacia donde la reacción sea endotérmica.Si se disminuye la temperatura, se desplazará hacia donde la reacción sea exotérmica.

¿Qué son los catalizadores?Son sustancias que modifican la velocidad de las

reacciones químicas, aunque sin alterar el equilibrio.A nivel industrial, es muy importante aumentar la

velocidad de los procesos químicos para reducir los costos de obtención de los productos.

Muchas reacciones de producción de gases emplean catalizadores metálicos, como el platino, el paladio y

el hierro; y los automóviles modernos vienen equipados con dispositivos en los caños de escape, llamados convertidores catalíticos, que facilitan la conversión de gases tóxicos para el ambiente en

gases inocuos.

Síntesis de amoníaco de HaberEl químico alemán Fritz Haber, con la

colaboración de Carl Bosch, desarrolló un método económico para sintetizar el gas amoníaco, por lo que recibió el

Premio Nobel de Química en 1918.El amoníaco es muy importante para la

industria, porque es materia prima para la obtención de desengrasantes para la cocina, medicamentos, colorantes, fertilizantes, etc.

El proceso industrial global de obtención de amoníaco, una reacción

exotérmica reversible, puede representarse como:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)¿Cuáles serían las condiciones ideales

de reacción?Temperaturas:………………………………Presiones:……………………………………

Retirar productos o agregar?

En la práctica se emplean:Altas presiones, cercanas a las 500 atmTemperatura de trabajo: relativamente

alta, (500 °C), ya que a pesar de que desfavorece la reacción directa, con

temperaturas menores la velocidad de la reacción es muy baja, las moléculas de los

reactivos demoran en encontrarse y chocar eficazmente para convertirse en los

productos.