EQUILIBRIO QUÍMICO

EQUILIBRIO QUÍMICO 

CONCEPTOS PREVIOS

El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios durante el tiempo transcurrido. En ese sentido, cuando una reacción química llega a un estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin producirse cambios notorios en la reacción, pero si se analiza este sistema a nivel molecular, se encontrará una gran actividad debido a que las moléculas de los reactivos siguen formando a las moléculas de los productos, los cuales al mismo tiempo reaccionan para formar moléculas de los reactivos, mostrándose como un proceso dinámico.

* Cabe destacar que pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección, pues la mayoría vuelven a una condición anterior (reversible), aunque al menos lo hagan en cierto grado.

Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede a formar productos. Tan pronto se formen algunas moléculas del producto, empieza el proceso inverso, pues estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. 

“El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, y las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen constantes”

* Cuando el equilibrio químico se alcanza entre dos fases de una misma sustancia, se denomina equilibrio físico, debido a que los cambios son procesos físicos. Por ejemplo: la evaporación de agua en un recipiente cerrado a una determinada temperatura viene a ser un equilibrio físico, en tanto que el número de moléculas de H₂O que dejan de estar en la fase líquida y las que retornan a esta fase por condensación, es el mismo.

Cabe mencionar que algunas propiedades físicas tienen un valor constante durante el equilibrio.

 Es así que el equilibrio químico es un fenómeno que se presenta en sistema reversibles, donde coexisten reactantes y productos por un tiempo indeterminado a una temperatura constante.

Aquí la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa, y las concentraciones de todas las sustancias durante el equilibrio permanecen constantes.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K_c) Para las concentraciones de equilibrio

La constante de equilibrio se define como un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de productos, cada una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada; mientras que el denominador se obtiene aplicando el mismo procedimiento que se hizo con el numerador pero para las concentraciones de equilibrio de los reactivos.

La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. Así, si K es mucho mayor que 1, entonces el equilibrio se desplazará a la derecha, y favorecerá a los productos; por otro lado, si la constante de equilibrio es mucho menor que 1, el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.

Este valor caracteriza a un sistema en equilibrio y sólo depende de la temperatura, es decir que para cada temperatura existe un valor específico del K_c.

En la siguiente reacción:

Reacción directa Según la ley de acción de masas de Guldberg y Waage

V_D = K_D [A]^a[B]^b

Reacción Inversa Según la ley de acción de masas de Guldberg y Waage

V_I = K_I [C]^c[D]^d

En el equilibrio:

V_D = V_I

K_D [A]^a[B]^b = K_I [C]^c[D]^d

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K_p)  Para sustancias gaseosas

Es aquel valor que caracteriza al equilibrio, y es evaluado con las presiones parciales (en atm) de las sustancias gaseosas en equilibrio. Tiene características similares al K_c.

Relación entre K_c y K_p

De la ecuación universal de gases ideales:

Reemplazando valores en la ecuación K_p

_{Si ∆n = 0}

K_p = K_c    no posee unidades

Las concentraciones y las presiones parciales deben estar elevadas a un exponente, que es el coeficiente estequiométrico de la ecuación química balanceada.

CONSTANTE DE LA FRACCIÓN MOLAR (K_X)

De donde:

K_c = f_(T)

La constante de equilibrio es una propiedad intensiva, lo que quiere decir que su valor es independiente de la cantidad de materia que se analiza.

El catalizador no afecta el valor de la constante de equilibrio debido a que incrementa o disminuye la velocidad en igual proporción en ambas direcciones.

Debido a que la concentración de los sólidos permanecen invariables en las reacciones heterogéneas, estas no intervienen para el cálculo de la constante de equilibrio.

Por ejemplo:

EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
 
Este término se utiliza en las reacciones en las que todas las especies de reactivos se encuentran en la misma fase.


EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
 
Esto sucede cuando intervienen reactivos y productos en distintas fases.


EQUILIBRIOS MÚLTIPLES
 
Hay sistemas en equilibrio más complejos en los que las moléculas del producto de un equilibrio participan en un segundo proceso en equilibrio:

Los productos C y D que se formaron en la primera reacción, reaccionan a su vez para formar los productos E y F. En tanto que en el equilibrio se puede expresar dos constantes de equilibrio por separado.

Así:

En ese sentido, si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, entonces la constante de equilibrio de la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

*Cabe recordar que la constante de equilibrio para una determinada reacción se calcula a partir de las concentraciones de equilibrio conocidas, además su valor es constante sólo si la temperatura no cambia.

La constante de equilibrio ayuda a predecir la dirección en la que ha de proceder una mezcla de reacción para lograr el equilibrio y también permite calcular las concentraciones de los reactivos y de productos una vez alcanzado el equilibrio.

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO


Principio de Le Chatelier:

Esta regla establece que si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.

Cabe resaltar que el término tensión en este caso significa un cambio de concentración, temperatura, presión o volumen, que altera el estado de equilibrio de un sistema. En este sentido, el principio de Le chatelier se usa para dar valor a los efectos de tales cambios.

Esta regla general nos ayudará a predecir en qué dirección se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay cambio de concentración, presión, volumen o temperatura.


Cambios en la concentración
 
Este factor se explicará a través del siguiente ejemplo:

El Fe(SCN)₃ se disuelve fácilmente en agua y da como resultado una disolución de color rojo debido a la presencia del ion FeSCN²⁺ hidratado.

El equilibrio entre el ion FeSCN²⁺ no disociado y los iones Fe³⁺ y SCN^- se da por:

Si se agrega (NaSCN) a esta disolución, la tensión aplicada al sistema en equilibrio viene a ser una aumento en la concentración de SCN^- , causado por la disociación de NaSCN. Para contrarrestar esta tensión, algunos iones Fe³⁺ reaccionan con los iones SCN^- añadidos y el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda.

Por tanto, el color rojo de la disolución se vuelve más intenso. Además si se agrega Nitrato de Hierro(III) [Fe(NO₃)₃] a la disolución original, el color rojo también incrementa debido a que los iones Fe³⁺ añadidos y que provienen del [Fe(NO₃)₃] desplazarán el equilibrio hacia el lado izquierdo.

Si se agregara algo de Ácido Oxálico (H₂C₂O₄) a la disolución original, el ácido oxálico se ioniza en agua y forma el ion oxalato C₂O₄^2- , el cual se une fuertemente a los iones Fe³⁺ libres. Estos iones se consumen a medida que se forma el ion [ Fe(C₂O₄)₃^3- ] estable de color amarillo. Por lo tanto, se disocian más unidades de FeSCN²⁺, en tanto que el equilibrio se desplaza de izquierda a derecha.

Así, la disolución roja se vuelve amarilla debido a los iones Fe(C₂O₄)₃^3- formados.

A través de este experimento se demuestra que todos los reactivos y productos se encuentran en el sistema de reacción en equilibrio. Además cuando se aumentan las concentraciones de los productos (  Fe³⁺  o SCN^- ) el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, y al disminuir la concentración del producto Fe³⁺.  el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Estos cambios mencionados, son los que el principio de Le Chatelier predicen.

Cambios en el volumen y la presión
 

Por lo general, los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de las especies reactivas si están en fase condensada como las disoluciones acuosas, debido a que los líquidos y los sólidos prácticamente no se pueden reducir a un menor volumen.

En cambio las concentraciones de los gases son muy susceptibles a los cambios de presión. Así pues tenemos que:

PV= RTn

Donde la relación entre P y V se da de forma inversa, puesto que a mayor presión hay menor volumen y viceversa.

Por lo tanto y en términos generales, a un aumento en la presión, cual significa una disminución en el volumen, favorece a la reacción neta que reduce el número total de moles de gases. Por otro lado, una disminución en la presión, lo que significa un aumento en el volumen, favorece a la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases. 

Para las reacciones en las que no cambia el número de moles de gases, el cambio de presión o del volumen no modifica la posición de equilibrio.

*Cabe destacar que es posible modificar la presión de un sistema sin cambiar su volumen. Por ejemplo, si el sistema NO₂ → N₂O₄ está contenido en un recipiente de acero inoxidable de volumen constante, y se le aumenta la presión total al recipiente, añadiéndole un gas inerte, como el helio a volumen constante a este sistema, la presión total del gas aumenta y disminuyen las fracciones molares del NO₂ y  N₂O₄ , sin embargo la presión parcial de cada gas dada por el producto de su fracción molar, y la presión total no cambia. Por tanto, en tales casos la presencia de un gas inerte no altera el equilibrio.

Cambios en la temperatura

El valor de la constante de equilibrio sólo se altera con los cambios en la temperatura. Los cambios de concentración, presión o volumen sólo pueden alterar la posición de equilibrio.

Un aumento en la temperatura favorece una reacción endotérmica y una disminución de temperatura favorece una reacción exotérmica.

Efecto de un catalizador

Un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción directa y de la reacción inversa en la misma magnitud. Por tanto, la presencia de un catalizador no modifica la constante de equilibrio, y no desplaza la posición de un sistema en equilibrio.

Si un catalizador se añadiera a una mezcla de reacción que no está en equilibrio, esto sólo provocaría que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. La mezcla en equilibrio se obtendría sin el catalizador, pero eso tomaría más tiempo.

Un catalizador puede acelerar el proceso, pero no afecta la constante de equilibrio o sobre las concentraciones en equilibrio de las especies reactivas.

* Cabe recordar que un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al reducir la energía de activación de la reacción.