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Hasta 1803, los científicos creían que todas las reacciones eran irreversibles. Digamos que quieres cocer un huevo. Lo pones en un cazo con agua hirviendo y lo dejas cocer a fuego lento durante unos minutos. Cuando vuelves, el huevo que antes estaba aguado se ha vuelto sólido y está listo para…
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Jetzt kostenlos anmeldenHasta 1803, los científicos creían que todas las reacciones eran irreversibles.
Digamos que quieres cocer un huevo. Lo pones en un cazo con agua hirviendo y lo dejas cocer a fuego lento durante unos minutos. Cuando vuelves, el huevo que antes estaba aguado se ha vuelto sólido y está listo para comer. Pero si se enfría el huevo (por ejemplo, congelándolo) no vuelve a su forma líquida y cruda.
Hace tiempos, los científicos pensaban que esto era así para todas las reacciones. Sin embargo, en 1803, Claude Louis Berthollet presenció la formación de cristales de sal en la orilla de un lago salado en Egipto. Observó que se trataba de una reacción que va en dirección opuesta a la habitual, en la que el carbonato de sodio y el cloruro de calcio reaccionaban para producir cloruro de sodio y carbonato de calcio.
Su hipótesis, entonces, fue que algunas reacciones pueden ir en sentido inverso. Son las llamadas reacciones reversibles. Si se deja una Reacción reversible en un contenedor hermético, creando un sistema cerrado, acabará formando algo que se conoce como estado de equilibrio.
El equilibrio químico es un estado de una reacción química en el que las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son iguales y las concentraciones de los reactivos y los productos no cambian. También se conoce como equilibrio dinámico.
Muchas reacciones son irreversibles. Si se juntan los reactivos, se les proporciona la energía suficiente y se dan las condiciones adecuadas, reaccionan para formar nuevos productos. Si mezclas estos productos, no pasará nada, no habrá más reacción. Piensa que es como conducir por una calle de un solo sentido.Pero algunas reacciones son reversibles. Esto significa que, en condiciones ligeramente diferentes, los productos de la reacción pueden volver a reaccionar para reformar los reactivos originales. En este caso, la calle es de doble sentido: se puede conducir por ella desde cualquier dirección.
Una Reacción reversible es una reacción en la que los productos pueden reaccionar para formar de nuevo los reactivos.
Las reacciones reversibles se indican con medias flechas: ⇋. Al escribir las reacciones reversibles, decimos que la reacción que va de izquierda a derecha (es decir, de los reactivos a los productos) es la reacción hacia adelante o directa, y que la reacción que va de derecha a izquierda (de los productos a los reactantes) es la reacción hacia atrás o inversa. Esto facilita la distinción entre las dos reacciones.
Sin embargo, también se puede escribir la ecuación al revés. Mira el siguiente ejemplo: A + B ⇋ C + D
De izquierda a derecha: . Esta es la reacción directa.De derecha a izquierda: . Esta es la reacción inversa.Pero, también podríamos intercambiar la ecuación: C + D ⇋ A + BAhora, es la reacción directa y es la reacción inversa.Si se dejan solas en un sistema cerrado, las reacciones reversibles alcanzan un estado de equilibrio químico dinámico. A menudo lo llamamos simplemente equilibrio, para abreviar; otros químicos sabrán de qué estamos hablando.
Hemos definido el equilibrio químico al principio del artículo. Un equilibrio químico dinámico tiene dos características definitorias:
Las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son iguales.
Las concentraciones de los reactivos y de los productos siguen siendo las mismas.
Volvamos a nuestro ejemplo:
En un estado de equilibrio dinámico, A y B reaccionan para formar C y D. Al mismo tiempo, C y D reaccionan para formar A y B. La cantidad de C y D que producimos se utiliza para rehacer A y B; la misma cantidad de A y B se reutiliza para hacer C y D, una vez más. El proceso es continuo y, en general, las concentraciones de A, B, C y D permanecen constantes. Esta reacción reversible ha alcanzado el equilibrio dinámico.
Una vez conceptualizado y definido lo que es una reacción reversible y un estado de equilibrio químico, veamos cuál es la utilidad del equilibrio químico.
El equilibrio químico desempeña un papel importante en el mantenimiento de los sistemas biológicos. Por ejemplo:
La sangre mantiene un pH estable gracias a un proceso constante de equilibrio dinámico. También, podemos utilizar el equilibrio químico con fines industriales.
A pesar de que las concentraciones de productos y reactivos en una reacción en equilibrio no cambian, podemos influir en la posición del equilibrio para cambiar estas concentraciones y mejorar el rendimiento de una reacción reversible.
Un ejemplo es el proceso de Haber. Se utiliza para producir amoníaco, un compuesto químico que se usa, principalmente, para la producción de fertilizantes.
Los Gases nitrógeno e hidrógeno reaccionan para producir amoníaco, que también está en estado gaseoso:
Hay dos tipos diferentes de equilibrio químico que debes conocer:
Equilibrio homogéneo
La palabra homogéneo proviene de las palabras griegas homos (que significa "lo mismo") y genos (que significa "raza" o "tipo"). En un equilibrio homogéneo, todas las especies presentes se encuentran en el mismo estado. Por ejemplo, pueden ser todas líquidas, acuosas o gaseosas.
Un ejemplo es la formación del yoduro de hidrógeno o ácido yodhídrico a partir moléculas de hidrógeno y yodo, todas estas en estado gaseoso:
La palabra heterogéneo también tiene una raíz griega, pero esta vez proviene de la palabra heteros, que significa "otro". En un Equilibrio heterogéneo, las especies presentes se encuentran en varios estados diferentes.
Un ejemplo es la descomposición del carbonato de calcio sólido. Este se descompone en óxido de calcio (otro sólido) y en dióxido de carbono (un gas):
Le Châtelier fue un químico francés famoso por sus trabajos sobre el equilibrio químico. Propuso un principio para explicar cómo los sistemas en equilibrio dinámico responden a las condiciones cambiantes.
El principio de Le Châtelier afirma que si las condiciones de un equilibrio dinámico en un sistema cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.
De acuerdo, ¡qué tal si lo digo en lenguaje llano, por favor!
Sabemos que si tomamos cualquier reacción reversible y la dejamos en un recipiente cerrado durante el tiempo suficiente, alcanzará el equilibrio químico dinámico. Las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son las mismas, y las concentraciones de productos y reactivos permanecen constantes.
Sin embargo, Le Châtelier afirmó que si cambiamos las condiciones dentro del recipiente, podemos cambiar de la reacción en ambas direcciones. Por ejemplo, podríamos aumentar la temperatura, y esto podría favorecer la reacción directa. O podemos aumentar la presión, y esto puede favorecer la reacción hacia atrás. Esto se llama cambiar la posición del equilibrio: si desplazamos el equilibrio hacia la derecha, decimos que el equilibrio favorece la reacción directa; si lo desplazamos hacia la izquierda, decimos que favorece la reacción inversa.Sin embargo, el cambio de velocidad no es aleatorio. El sistema de equilibrio siempre intenta reducir el impacto del cambio de condiciones:
El aumento de la temperatura favorece la reacción endotérmica. Esto se debe a que la reacción endotérmica absorbe un exceso de calor.
El aumento de la presión favorece que la reacción produzca menos moles de gas. Esto se debe a que todos los Gases ocupan el mismo volumen a la misma temperatura y presión, y tener menos moléculas de gas en un recipiente reduce la presión.
El aumento de la concentración de uno de los reactivos favorece la reacción directa. Esto se debe a que la reacción directa utiliza parte del exceso de reactivo.
En cambio, añadir un catalizador no cambia la posición del equilibrio. Esto se debe a que los catalizadores aceleran la velocidad global de la reacción, no favorecen una reacción concreta.
El principio de Le Châtelier es útil porque nos permite influir en el rendimiento de una reacción reversible. Veamos algunos ejemplos de la vida real.
Hay muchos ejemplos de sistemas en equilibrio. Vamos a centrarnos en tres en particular:
La producción de metanol
La producción de etanol
La producción de amoníaco
Pero, antes de adentrarnos en estos procesos, hay que entender las condiciones de compromiso.
Las condiciones de compromiso son condiciones que no necesariamente dan el mayor rendimiento del producto, pero que son las más económicas cuando se trata de equilibrar factores como el coste y la velocidad de reacción.
Tomemos de nuevo nuestra reacción general, en la que intervienen A, B, C y D. Queremos maximizar el rendimiento de C y D. Digamos que la reacción directa es exotérmica. Según el principio de Le Châtelier, esto significa que al bajar la temperatura se incrementa la velocidad de la reacción directa: el sistema favorecerá la reacción exotérmica para intentar producir más calor. Por lo tanto, esto aumentará nuestro rendimiento de C y D.Sin embargo, la reducción de la temperatura disminuye la velocidad global de la reacción y, por tanto, reduce nuestro rendimiento. Mientras que una temperatura baja puede producir una gran cantidad de C y D, una temperatura alta da lugar a una Velocidad de Reacción más rápida. En su lugar, se utiliza una temperatura media. Esto tiene en cuenta tanto el rendimiento como la velocidad de reacción y, de hecho, nos da más C y D que una temperatura baja; esto, simplemente porque la Velocidad de Reacción es mayor. Este es un ejemplo de condición de compromiso.Ahora, veamos específicamente los ejemplos de los compuestos mencionados anteriormente.
Aquí está la ecuación para la producción de metanol:
Observa las siguientes condiciones:
La reacción directa es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento de metanol. Sin embargo, una temperatura baja reduce la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 500 K.
La reacción directa produce menos moles de gas. Esto significa que una mayor presión favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del metanol. Sin embargo, mantener una presión alta es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 10.000 kPa.
Utilizamos un catalizador de cobre para aumentar la velocidad global de la reacción.
Las condiciones para la producción industrial de etanol son muy similares a las de la producción de metanol. He aquí la ecuación y las condiciones:
La reacción directa es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del etanol. Sin embargo, una temperatura baja reduce la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 570 K.
La reacción directa produce menos moles de gas. Esto significa que una mayor presión favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del etanol. Sin embargo, mantener una presión alta es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 6.500 kPa.
Utilizamos un catalizador de ácido fosfórico para aumentar la velocidad global de la reacción.
La adición de un exceso de vapor desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento del etanol. Sin embargo, un exceso de vapor diluye el catalizador y ralentiza la velocidad de reacción. En cambio, el etanol se elimina a medida que se forma, disminuyendo su concentración y favoreciendo así la reacción directa.
El amoníaco se produce industrialmente mediante el llamado proceso Haber. De nuevo, sus condiciones siguen los mismos principios que la producción de metanol y etanol. Aquí está la ecuación:
Observa lo siguiente:
La reacción directa es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del amoníaco. Sin embargo, una temperatura baja reduce la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 670 K.
La reacción directa produce menos moles de gas. Esto significa que una mayor presión favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del amoníaco. Sin embargo, mantener una presión alta es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 20.000 kPa.
Utilizamos un catalizador de hierro para aumentar la velocidad global de la reacción.
El amoníaco se elimina a medida que se forma, disminuyendo su concentración y, por tanto, favoreciendo la reacción directa .
Aquí tienes una tabla práctica que te ayudará a comparar los tres procesos:
Puedes encontrar más información sobre el principio de Le Châtelier y cómo se aplica a estos tres procesos industriales en Principio de Le Châtelier.
En el equilibrio dinámico, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa y las cantidades relativas de productos y reactivos no cambian. Podemos expresar la relación entre las cantidades relativas de productos y reactivos en un sistema de este tipo mediante la constante de equilibrio, Keq.
La constante de equilibrio, Keq, es un valor que nos indica las cantidades relativas de reactivos y productos en un sistema en equilibrio.
Para una determinada reacción a una temperatura específica, Keq es siempre la misma. No importa la cantidad de productos o la cantidad de reactivos con la que se empiece; siempre que se mantenga la ecuación de la reacción y la temperatura, el Keq no cambiará. En cambio, si se modifica la temperatura o la ecuación de reacción, el Keq cambiará. Veamos ahora cómo y por qué ocurre esto.
Las Constantes de equilibrio son formas de expresar Keq en función de la concentración, las presiones y la disociación del agua, los ácidos y las bases débiles. Estos valores comparan la cantidad de productos de una reacción en equilibrio con la cantidad de reactivos.
Hay que tener en cuenta algo importante: para una reacción de equilibrio dada a una temperatura determinada, las constantes de equilibrio son siempre las mismas. Tomemos, de nuevo, nuestra reacción general en la que intervienen A, B, C y D. No importa con qué cantidad de A y B empecemos, siempre que mantengamos la misma temperatura, acabaremos con la misma constante de equilibrio. Esto significa que siempre acabaremos con la misma proporción de C y D con respecto a A y B. También funciona a la inversa: si empezamos solo con C y D, y no con A o B, acabaremos con la misma constante de equilibrio.
Las constantes de equilibrio pueden verse afectadas por la temperatura, pero no se ven afectadas por variables como la concentración y la presión.
Existen varios tipos de constantes de equilibrio:
Kc
Kp
Kw
Ka
Kb
Kc
Kc es una constante de equilibrio que implica la concentración. Se trabaja con Kc cuando se tienen equilibrios que contienen especies gaseosas o acuosas.
Esta es la ecuación de Kc. Puede parecer un poco complicada, pero no te preocupes, la explicaremos en un segundo:
Para la reacción ,
¿Qué significa todo esto? Bueno, los corchetes representan la concentración, así que [A]eqma significa la concentración de A en el equilibrio, elevada a la potencia de a. ¿Qué es a? Mira la ecuación general: a es la relación molar de A. Así que si tenemos dos moles de A en la ecuación, y la concentración de equilibrio de A es de 0,5 mol. dm-3, [A]eqma = 0,52.
Para calcular Kc, encontramos un valor similar para cada uno de nuestros productos y los multiplicamos. Luego, encontramos valores similares para cada uno de nuestros reactivos y los multiplicamos. A continuación, dividimos el valor del producto por el valor del reactivo para hallar Kc.
Tomemos la ecuación E(ac) + 2F(ac) ⇌ 2G(ac). Digamos que en el equilibrio, las concentraciones de E, F y G son 0,2, 0,3 y 0,4 respectivamente.
Halla Kc.
Utilizando las concentraciones de equilibrio que nos han dado, la ecuación para Kc queda así:
Las unidades de Kc varían de una reacción a otra. Consulta las Constantes de Equilibrio para saber cómo calcularlas. También encontrarás ejemplos de cálculo de Kc para varias reacciones diferentes, y la ecuación de Kc para equilibrios heterogéneos.
Kp
El Kp es muy similar al Kc. Sin embargo, en lugar de concentraciones de equilibrio, utiliza Presiones parciales de equilibrio.
La presión parcial es la presión que ejercería un gas si ocupara un recipiente por sí mismo.
Para calcular la presión parcial de un gas, necesitas conocer su fracción molar. Puedes encontrarla dividiendo el número de moles del gas en equilibrio por el número total de todos los moles de gas en el sistema. A continuación, multiplicas la fracción molar por la presión total del sistema, para encontrar la presión parcial del gas. Una vez que hayas hecho esto con todos los gases presentes, puedes calcular el Kp.
El Kp toma la siguiente ecuación:Para la reacción ,
Aquí, representa la presión parcial del gas A en el equilibrio (para facilitar, hemos dejado el signo eqm fuera).
Veamos un ejemplo.
Tomemos la ecuación . En el equilibrio, tenemos 1,5 moles de H, 1,5 moles de I, 3 moles de J y 2 moles de K. La presión total del sistema es de 400 kPa. Encuentra el valor de Kp para el sistema.
A continuación te explicamos cómo calcular Kp:
Kc se relaciona realmente con Kp mediante la ecuación . Esta se deriva de la Ley de los Gases Ideales.
Aquí, R representa la constante de los gases, T representa la temperatura en Kelvin, yrepresenta el cambio en el número de moles en la ecuación original.
Puedes encontrar más información en Ley de los Gases Ideales.
Aquí, Kp no tiene unidades. Al igual que con Kc, las unidades dependen de la reacción individual. Consulta la Constante de Equilibrio Kp para saber más y ver más ejemplos.
Kw, Ka y Kb
Kw, Ka y Kb son constantes de equilibrio que implican la disociación de moléculas en iones en solución. Las moléculas solo se disocian parcialmente, lo que significa que el sistema forma un equilibrio dinámico:
Kw observa la disociación de las moléculas de agua en iones y .
Ka observa la disociación de las moléculas de ácido débil en iones y
Kb estudia la disociación de las moléculas de bases débiles en iones y
Sus ecuaciones se derivan de Kc. Sin embargo, ignoramos algunos de los términos de las ecuaciones. Esto se debe a que son tan grandes que son prácticamente constantes y superan a los otros valores.Para el agua:
Como antes, los corchetes representan la concentración. Recuerda que debes utilizar la concentración en el equilibrio (de nuevo, hemos dejado fuera el símbolo eqm para simplificar la ecuación).
En este caso, también debes omitir la concentración del agua. Como el agua solo se disocia parcialmente en iones, la concentración del agua es un valor muy grande y, por tanto, es casi constante, así que podemos ignorarla.Para los ácidos débiles:
Y por último, para las bases débiles:
Explorarás Kw, Ka y Kb con mucha más profundidad en los artículos El Producto iónico del agua y Ácidos y bases débiles.
La Termodinámica nos permite entender cómo varía la energía a lo largo de una reacción química. A continuación vamos a ver los conceptos clave para determinar los cambios en la energía de una reacción en equilibrio químico.
La cantidad de energía que es utilizable en una reacción, en condiciones de presión y temperatura constantes, se conoce como energía libre de Gibbs (G).
Podemos calcular la energía libre de Gibbs a partir de una fórmula derivada de la segunda ley de la Termodinámica, usando los valores de Entalpía y Entropía de la reacción:
Donde:
La diferencia en la energía libre de Gibbs entre los productos, Gfinal, y los reactivos, Ginicial, denominada ∆G, nos da información sobre la Espontaneidad de una reacción; es decir, si la reacción, una vez iniciada, transcurre por sí misma o, por el contrario, requiere de una fuente de energía externa para continuar, entonces:
Recordemos que la constante de quilibrio Kp describe las concentraciones de reactivos y productos en una reacción en equilibrio en términos de sus Presiones parciales.
En una reacción en equilibrio, podemos establecer la siguente relación entre Kp y ΔG:
, donde:
Donde:
Para profundizar más en los gases ideales R, dirígete a La ley de los gases ideales
El cambio, la entalpía de una reacción (denominada ∆H) nos permite determinar si la reacción absorbe o libera energía.
Una vez visto el concepto de entalpía, si queremos calcular el efecto de la temperatura en la constante de equilibrio o calcular ΔH dada la constante de equilibrio a dos temperaturas, podemos usar la fórmula:
Las constantes de equilibrio son valores que comparan la cantidad de productos de una reacción en equilibrio con la cantidad de reactivos.
Kc se calcula en a partir de las concentraciones, Kp de las presiones de equilibrio y Kw, Ka y Kb implican la disociación de moléculas en iones en solución.
El principio de Le Châtelier afirma que si las condiciones (presión, temperatura o concentración) de un equilibrio dinámico en un sistema cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.
El equilibrio químico es un estado de una reacción química en el que las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son iguales, y las concentraciones de los reactivos y los productos no cambian. También se conoce como equilibrio dinámico.
Los tipos de equilibrio químico son el equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo. Se diferencian en que, en un equilibrio homogéneo, todas las especies se encuentran en el mismo estado. Mientras que en un equilibrio heterogéneo, las especies se encuentran en estados diferentes.
El equilibrio químico desempeña un papel importante en el mantenimiento de los sistemas biológicos.
Por ejemplo, la sangre mantiene un pH estable gracias a un proceso constante de equilibrio dinámico. También, podemos utilizar el equilibrio químico con fines industriales ya que, a pesar de que las concentraciones de productos y reactivos en una reacción no cambian, podemos influir en la posición del equilibrio para cambiar estas concentraciones y mejorar el rendimiento de una reacción reversible.
Tarjetas en Equilibrio químico50+
Empieza a aprender¿Cuáles son las dos características de un equilibrio químico o dinámico?
¿Qué es una reacción reversible?
Una reacción en la que los productos pueden reaccionar para formar de nuevo los reactivos.
¿Cuáles son los dos tipos de equilibrio químico?
Apolar
¿Qué es un equilibrio homogéneo?
Un equilibrio en el que todas las especies presentes se encuentran en el mismo estado.
¿Qué es un equilibrio heterogéneo?
Un equilibrio en el que las especies presentes se encuentran en diferentes estados.
¿Qué es el principio de Le Châtelier?
Una explicación de cómo los sistemas en equilibrio dinámico responden a las condiciones cambiantes. Afirma que si las condiciones de un equilibrio dinámico en un sistema cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.
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