Actividad 9 equilibrio químico
Hasta el momento nos enfocamos en
la espontaneidad de las reacciones químicas y determinando si la reacción
directa es espontánea o si lo es su opuesta. Esto lo logramos observando el
signo de la variación de energía libre de Gibb (ΔG). Las reacciones en que la
energía libre sea negativa, serán espontáneas, mientras que en
aquellas reacciones en que la energía libre sea positiva (ΔG>0) serán no
espontáneas, o espontánea en sentido opuesto.
Pero, ¿qué ocurre con aquellas
reacciones que su energía libre es cero?
Anteriormente indicamos que
cuando ΔG=0, estamos frente a un equilibrio químico, pero ¿qué es un equilibrio
químico?
Equilibrio químico
Las reacciones químicas que hemos
trabajado hasta el momento tienen un inicio y un final marcado. Comienzan
cuando se colocan los reactivos en contacto y finalizan cuando uno (o varios)
de ellos se acaba. Pero no todas las reacciones son así.
Existen reacciones químicas en
las que una vez se empiezan a obtener productos de la reacción, estos también
se combinan entre sí para formar nuevamente los reactivos de la reacción. Es
decir, los reactivos de la reacción directa forma productos y a su vez, los
productos de la reacción directa se vuelven reactivos de la reacción opuesta,
formando los reactivos de la reacción directa, que ahora son los productos de
la reacción opuesta.
Vamos a ver un ejemplo típico.
En el proceso Haber, en el cual
se sintetiza el amoníaco a partir de sus elementos en estado fundamental se
establece un equilibrio químico, por lo cual si analizamos estas reacciones
podremos comprender un poco más que es lo que está sucediendo.
Cuando se mezcla el H2(g)
con el N2(g) reaccionan para formar el amoníaco, NH3(g),
por los que el hidrógeno y el nitrógeno son los reactivos de esta reacción,
mientras que el amoníaco es el único producto de la misma. Esta, es la reacción
directa, ya que estos son sus reactivos y productos de la reacción tal cual
está escrita (reactivos a la izquierda de la flecha y los productos a su
derecha).
N2(g) + 3H2(g)
→ 2NH3(g) (1)
Lo diferente en este proceso, es
que una vez que el amoníaco se empieza a formar, también empieza a descomponerse,
para dar origen a los elementos que lo forman. En esta nueva reacción el
amoníaco es el reactivo, mientras que el hidrógeno y el nitrógeno son los
productos. Por lo que la ecuación química de la reacción ocurrida sería la
siguiente:
2NH3(g) →
N2(g) + 3H2(g) (2)
Esta reacción (2) es la opuesta a
la reacción anterior (1). Si queremos plantear ambas reacciones en una única
ecuación química se utiliza una doble flecha, que indica ambos sentidos del
proceso. Si leemos la reacción de izquierda a derecha es la reacción directa
(1), mientras que la lectura de derecha a izquierda es la reacción indirecta u
opuesta (2).
N2(g) + 3H2(g)
↔ 2NH3(g)
Por lo tanto, en el proceso
Haber, ocurren las dos reacciones al mismo tiempo. Primero, la formación del
amoníaco es muy rápida, ya que hay mucha cantidad de los reactivos y pocos
productos de la reacción directa (1), mientras que la descomposición del
amoníaco, reacción opuesta (2) es lenta. Luego, a medida que va aumentando la
cantidad de amoníaco, la reacción opuesta se hace cada vez más rápida y la
reacción directa se hace más lenta. Después de un tiempo la rapidez de las dos
reacciones se iguala y se establece lo que se conoce como equilibrio químico.
Características del equilibrio químico
1.
Dinámico
Cuando en un proceso se establece
el equilibrio químico, a simple vista da la sensación de que la reacción ha
terminado, pero cuando es analizada microscópicamente se puede observar que los
reactivos se siguen combinando para formar productos y que estos vuelven a formar
los reactivos originales. Por lo tanto, son dos reacciones sin fin.
2. La
reacción directa y opuesta tienen la misma rapidez.
Durante la etapa de equilibrio
químico, ambas reacciones ocurren con la misma rapidez, no siendo así en
cualquier otro momento de la reacción. Una de las dos reacciones se verá
favorecida, hasta que se alcance el equilibrio químico.
3. Concentración
de las sustancias constante.
Mientras la rapidez de las
reacciones no se iguala, la concentración de las sustancias está cambiando. La
concentración de los reactivos de la reacción favorecida está disminuyendo,
mientras que la concentración de sus productos aumentando. Una vez establecido
el equilibrio químico, no se detectan cambios en la concentración de ninguna de
las sustancias involucradas en la reacción ya que ambas ocurren con la misma
rapidez.
Constante de equilibrio
Como ya se dijo anteriormente,
cuando en un proceso químico se establece el equilibrio, las concentraciones no
cambian, por más que se sigan formando reactivos y productos, pero esto no
implica que las cantidades de las sustancias involucradas sean iguales.
La concentración de cada
sustancia dependerá de una constante de equilibrio, la cual varía según la
reacción que se lleve a cabo.
Si consideramos una reacción
genérica: aA + bB ↔ cC + dD la constante
de equilibrio se determina realizando el cociente (división) entre, el producto
(multiplicación) de la concentración en equilibrio de los productos de la
reacción directa, elevados a sus coeficientes estequiométricos, dividido el
producto (multiplicación) de la concentración en equilibrio de los reactivos
elevados a sus coeficientes estequiométricos. Es decir:
En la reacción del proceso Haber, N2(g)
+ 3H2(g) ↔ 2NH3(g) la constante se determinaría:
Es importante tener en cuenta que
cuando se va a determinar una constante de equilibrio, se deben tomar en cuenta
únicamente las sustancias que se encuentre es estado gaseoso o acuoso
(disueltas en agua), ya que es solo de estas que se puede determinar la
concentración. Los líquidos y sólidos, no forman parte de la solución, por lo
que no se utilizan en el cálculo.
Si las especies involucradas se
encuentran en solución acuosa, se suele utilizar Kc para indicarlo.
En este caso se utilizan las concentraciones de las sustancias que se
encuentren en la solución, como ya se indicó.
Pero, si las sustancias son
gases, se utiliza Kp para indicarlo. En este caso también se pueden
utilizar las concentraciones de los gases, aun es más común utilizar las
presiones parciales de ellos.
Tipos de equilibrios
Existen dos tipos de equilibrios químicos,
según las fases de las sustancias involucradas.
·
Homogéneos: cuando todas las sustancias se
encuentran en el mismo estado de agregación.
·
Heterogéneos: cuando existen al menos dos
sustancias con diferentes estados de agregación en la reacción.
Condiciones de no equilibrio químico
Si las condiciones necesarias
para que el proceso se encuentre en equilibrio no están dadas, este no se
encontrará en equilibrio químico, por lo que una de las dos reacciones se verá
favorecida, es decir, que una de las dos ocurrirá más rápido hasta que se
establezca el equilibrio.
Para determinar cuál de las dos
reacciones será la favorecida, basta con determinar Q, siendo esta, una
condición de no equilibrio y luego compararlo con el valor de la constante de
equilibrio. Matemáticamente, Q se determina igual que la Keq, pero
en este caso no se utilizan
concentraciones (o presiones) del estado en equilibrio.
En nuestra reacción de ejemplo, N2(g)
+ 3H2(g) ↔ 2NH3(g) Q se determinaría de la siguiente
manera:
Principio de Le Châtelier
Una vez establecido el equilibrio
químico, este puede ser perturbado por diferentes factores o cambios que se le
realicen al sistema. El principio de Le Châtelier explica cómo afectan las
diferentes perturbaciones al sistema, y que reacción se ve favorecida para volver
a establecerlo.
Ø Efecto
de la concentración.
Si se aumenta la concentración de una de las sustancias involucradas en
el proceso, el equilibrio químico se verá perturbado y se perderá. Esta
sustancia agregada estará en exceso, por lo que deberá consumirse para que se
vuelva a establecer el equilibrio químico, favoreciendo la reacción en la que
esta sustancia (la agregada) sea un reactivo (directa o inversa, dependiendo de
cuál sustancia sea).
Ahora, si se quitara parte de la concentración de alguna de las sustancias
involucradas en la reacción, también se perdería la condición de equilibrio.
Esta estaría en déficit, por lo que debe volver a formarse para que se vuelva a
reestablecer el equilibrio químico. La reacción favorecida será aquella en que
la sustancia en falta sea un producto (reacción directa u opuesta, según sea el
caso).
La reacción favorecida en cada
caso puede ser determina calculando Q y comparándolo con el valor de la Keq
como ya vimos anteriormente.
Ø Efecto
de la temperatura.
Como vimos en la unidad anterior
del curso, las reacciones químicas liberan o absorben energía, exotérmicas o
endotérmicas, respectivamente.
Si una reacción tiene una
variación de entalpía negativa, la reacción opuesta tendrá una variación de
entalpía positiva, como vimos al aplicar la ley de Hess.
Si se aumenta la temperatura del sistema en el que se ha establecido el
equilibrio químico, este será perturbado y se perderá la condición de
equilibrio. Al tener una temperatura muy elevada, esta debe descender. Por lo
tanto será favorecida la reacción que haga disminuir la temperatura del
sistema, es decir, la reacción
endotérmica (directa u opuesta, según sea el signo de ΔH).
En cambio, si la temperatura disminuye, ocurrirá lo
opuesto. Se favorecerá la reacción que permita aumentar la temperatura del
sistema y recuperar la condición de equilibrio. En este caso será la reacción exotérmica (será la reacción
directa u opuesta según el signo de ΔH).
Ø Efecto
de la presión y el volumen
Según la ley de Boyle, el volumen
de un gas es inversamente proporcional a la presión del mismo. Por lo tanto los
analizaremos juntos, considerando que si uno aumenta, el otro disminuye o
viceversa.
Al aumentar la presión sobre el sistema, su volumen va a disminuir. Nuevamente se perderá la condición de
equilibrio y se favorecerá la reacción que permita volver a alcanzarlo. En este
caso lo que cambia es la distancia entre las partículas del sistema, que ahora
se encontrarán más juntas. Por lo tanto, para recuperar el equilibrio la
cantidad de partículas debe disminuir y así aumentar el espacio entre ellas.
Para saber cuál es la reacción favorecida basta con determinar la cantidad de
moles que hay en cada lado de la reacción. El lado con mayor cantidad deben ser
los reactivos de la reacción favorecida, mientras que el lado con menor
cantidad serán los productos. Así, se consumirán más partículas de las que se
formarán.
En cambio, si la presión disminuye, el volumen aumentará.
Para recuperar la condición de equilibrio se favorecerá la reacción que haga
aumentar la cantidad de moles de partículas en el sistema. El lado de la
reacción que tenga más partículas ahora serán los productos y el que tenga
menos serán los reactivos. Así se estarán formando más partículas de las que se
consumen, volviendo a disminuir el espacio entre ellas y recuperando el
equilibrio químico.
Ejemplos
Vamos a ver algunos ejemplos para
entender cómo solucionar ejercicios sobre este tema. Primero se debe
identificar los datos que se brindan en cada ejemplo, para luego determinar
cuál es el mejor procedimiento que se debe seguir.
1.
Dado el sistema en equilibrio representado por: 2SO2(g)
+ O2(g) ↔ 2SO3(g)
a.
Plantear y calcular Kc para la reacción a 1000°C sabiendo
que en equilibrio las concentraciones son [SO2]=0,34M, [O2]=0,17M
y [SO3]=0,060M.
2.
En el caso del proceso Haber, N2(g) +
3H2(g) ↔ 2NH3(g) Kp= 1,45x10-5 a 500°C.
En una mezcla de equilibrio de los tres gases a esa temperatura, la presión del
H2 es 0,928atm y la del N2 es 0,432atm.
a.
¿Cuál es la presión parcial del NH3
en esta mezcla de equilibrio?
3.
Para la reacción
representada por: 3H2(g) + N2(g) ↔ 2NH3(g)
a.
Calcular Kc sabiendo que
coloca en un reactor de 50,0L, 4,8mol de N2 y 4,8mol de H2.
En equilibrio hay 1,8mol de NH3.
4.
Para la reacción
representada por: A2(g) + B2(g) ↔ 2AB(g) y Kp =
0,010.
a.
Calcular las presiones en
equilibrio, sabiendo que inicialmente hay A2(g) y B2(g)
ejerciendo una presión de 0,380atm cada uno.
1. El planteo de la constante es independiente de
la temperatura a la que se encuentre, por lo que se debe proseguir tal cual se
vio en el teórico. Además, es importante prestar atención que si bien las
sustancias involucradas están en estado gaseoso, se pide plantear Kc, ya que se
brindan las concentraciones de las sustancias. Por lo tanto quedaría:
Para determinar su
valor basta con sustituir las concentraciones en la expresión anterior.
2. En
este ejemplo se aporta el valor de la constante de equilibrio, y se pide una de
las concentraciones en equilibrio. Se procede planteando la expresión de la
constante y de esta se despeja la concentración solicitada.
3. En
este ejercicio se debe prestar a tención especial, ya que los datos que nos
brindan son un poco distintos a los anteriores y por lo tanto, el procedimiento
para su solución también será diferente.
Primero, no nos
dan las concentraciones, sino la cantidad de sustancia. Debemos determinar las
concentraciones molares de estas especies.
Se debe tener presente que las concentraciones calculadas para
el H2 y el N2 son iniciales, y no en equilibrio, como la
del NH3. Por lo tanto, se debe entender que las concentraciones de
las sustancias que están al inicio van a bajar (cambiar), ya que se consumen
para formar las que no hay y así establecer el equilibrio químico. El cambio va
a estar determinado por los coeficientes estequiométricos de cada sustancia. En
equilibrio se va a encontrar la diferencia (resta) de lo que había menos lo que
se haya consumido.
A partir de la concentración del NH3 en equilibrio
podemos determinar el valor de x, y así cuanto cambian las concentraciones de
las demás sustancias.
Sabemos que [NH3]=0,036M y que desde el inicio
aumentó 2x, por lo tanto 0,036=2x → x=0,036/2=0,018.
Sustituyendo este valor por las demás x, sabremos las
concentraciones en equilibrio y a partir de estas determinamos la constante de
equilibrio. [H2]=0,096-3.0,018=0,042
y [N2]=0,096-0,018=0,078
4.
En
este caso se debe proceder de forma similar al ejemplo anterior, planteando la
tabla de datos, pero ahora a partir del planteo de la expresión de la constante
de equilibrio se puede determinar cuánto es que varía la presión de cada
sustancia (el valor de x). y así determinar las presiones en equilibrio.
