Equilibrio Químico

EQUILIBRIO QUÍMICO

Para que pueda entenderse mejor el concepto de equilibrio químico se debe tomar en cuenta lo siguiente:

Las reacciones químicas no siempre tienen lugar a la misma velocidad ni se alcanza siempre una transformación completa de los reactivos en productos.

Por ejemplo:

Aa+bB----> cC+dD

En la que inicialmente solo tenemos los reactivos A y B, veremos que inicialmente las moléculas de A y de B son numerosas por lo que chocan entre sí rompiéndose los enlaces que las forman, liberando sus átomos y formando nuevos enlaces entre ellos, dando lugar a las sustancias producto C y D, produciéndose la reacción directa, tal como está escrita. A medida que la reacción va progresando, puede suceder también, (especialmente si los productos no son muy estables), que las especies C y D reaccionen entre sí para dar lugar a las especies iniciales A y B, es decir, que se produce la reacción inversa.

Llega un momento en que las velocidades de reacción en ambos sentidos se igualan y a partir de este momento la reacción aparentemente se detiene. El número de moléculas de cualquier especie permanece constante (ya que se crean las mismas moléculas que las que se destruyen) y por lo tanto también permanece constante la concentración de las mismas. Se dice entonces que la reacción ha alcanzado un estado de equilibrio químico, cabe mencionar que el concepto de equilibrio químico prácticamente se restringe a las reacciones reversibles.

Un equilibrio químico es la situación en que la proporción entre las cantidades de reactivos y productos en una reacción química se mantiene constante a lo largo del tiempo. Fue estudiado por primera vez por el químico francés Claude Louis Berthollet en su libro Essai de statique chimique de 1803.

Constante de equilibrio

Se define la constante de equilibrio K como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

Factores que afectan el Equilibrio Químico

Concentración:

Si disminuimos la concentración de un sistema en equilibrio químico, éste se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición. Por ejemplo, si se aumenta la concentración de Yoduro de hidrógeno en la reacción:

H2(g)+ I2(g)  2 HI(g)

<--------

(Esta se desplaza hacia la izquierda para de la misma forma disminuir la acción y equilibrar la ecuación)

Cambio de temperatura

Cuando se aumenta la temperatura en un sistema en equilibrio, este se desplazará en el sentido que absorba el calor aplicado. Hay dos tipos de variación con la temperatura:

Exotérmica:

Que es aquella que libera o desprende calor. Por ejemplo: aA + bB  cC + dD + Calor 214En este caso se puede apreciar que si aumentamos la temperatura, habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos (), y será hacia los productos si se disminuye ().

Endotérmica:

Es aquella que absorbe el calor. Por ejemplo: aA + bB + Calor  cC + dD En este otro caso, se aprecia que al disminuir la temperatura afecta visiblemente a los reactivos produciéndose un desplazamiento del equilibrio hacia éstos (). En cambio, si aumentamos la temperatura se verá que el equilibrio se irá hacia los productos ().Es importante hacer notar que a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, debido a que bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas. Para contrarrestar este efectos e utiliza un catalizador para acelerar la reacción.

Cambio de presión:

Aunque las variaciones en la presión, tampoco afectan la constante de equilibrio, si pueden cambiar la posición del equilibrio, específicamente en los procesos donde cambia el volumen.

Por ejemplo para la reacción de:

N2 + 3H2 = 2 NH3

Al incrementar la presión el sistema tratará eliminar la tensión ejercida e intentará disminuir la presión. Esto solo se logra alterando el punto de equilibrio en la dirección de la formación de NH3.

Recuérdese ahora además que:

Es posible calcular la extensión del cambio en el punto de equilibrio de una reacción si se altera la presión.

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