Equilibrio heterogéneo

¿Qué es el equilibrio químico?

Es importante que tengas en cuenta que el equilibrio se da únicamente en las reacciones reversibles. Puede que ya sepas lo que son, pero, por si acaso, vamos a hacer un repaso:

¿Qué es una reacción reversible?

Muchas reacciones son irreversibles. Si se juntan los reactivos, se les suministra la energía suficiente y se dan las condiciones adecuadas, reaccionan y forman nuevos productos. Si mezclas estos productos, no pasará nada; es decir, no habrá más reacciones. Es como conducir por una calle de sentido único.

Sin embargo, otras 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 resumen:

Se considera que una reacción reversible está formada por dos reacciones distintas:

• Reacción directa o hacia delante: cuando los reactivos reaccionan para hacer los productos.
• Reacción inversa o reacción hacia atrás: cuando los productos reaccionan para hacer los reactivos.

Tenemos la siguiente reacción global reversible:

$$A+B\rightleftharpoons C+D$$

Por lo tanto, la reacción directa será la que nos dé productos a partir de los reactivos:

$$A+B\rightarrow C+D$$

Sin embargo, la reacción inversa será aquella que nos vuelva a dar los reactivos a partir de los productos:

$$C+D\rightarrow A+B$$

¿A que no es tan difícil como parecía al principio?

Si se deja una reacción reversible en un sistema cerrado, esta alcanzará un estado de equilibrio químico dinámico.

Más adelante, veremos qué es el equilibrio, pero veamos ahora dos características que están relacionadas con lo que acabamos de ver:

• Las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales.
• Las concentraciones de reactivos y productos siguen siendo las mismas.

Entonces:

$$A+B\rightleftharpoons C+D$$

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. En general, las concentraciones de A, B, C y D permanecen constantes. Esta reacción reversible ha alcanzado el equilibrio dinámico.

¿Qué es el equilibrio homogéneo?

¿Qué es el equilibrio heterogéneo?

Veamos un ejemplo de equilibrio heterogéneo:

Equilibrio químico y el principio de Le Châtelier

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 condiciones cambiantes.

Sabemos que si tomamos cualquier reacción reversible y la dejamos en un recipiente hermético durante el tiempo suficiente, alcanzará el equilibrio químico dinámico. Las velocidades de las reacciones hacia delante y hacia atrás son las mismas, y las concentraciones de productos y reactivos permanecen constantes.

Sin embargo, Le Châtelier afirma que si cambiamos las condiciones dentro del recipiente, podemos cambiar las velocidades de las dos reacciones.

Esto se llama cambiar la posición del equilibrio:

• Si desplazamos el equilibrio hacia la derecha, decimos que el equilibrio favorece la reacción hacia delante.
• Si lo desplazamos hacia la izquierda, decimos que favorece la reacción hacia atrás.

Sin embargo, el cambio de velocidad no es aleatorio. El sistema de equilibrio siempre intenta reducir el impacto del cambio en las condiciones así:

• 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 la reacción que produce 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 de avance utiliza parte del reactivo sobrante.
• 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 en particular.

Constante de equilibrio en equilibrios heterogéneos

Aquí hay algo importante a tener en cuenta: para una reacción de equilibrio dada a una temperatura determinada, las constantes de equilibrio son siempre las mismas. Para comprenderlo mejor, tomemos, de nuevo, nuestra reacción general en la que intervienen A, B, C y D:

$$A+B\rightleftharpoons C+D$$

No importa con qué cantidad de A y B empecemos, en tanto mantengamos la misma temperatura, siempre acabaremos con la misma constante de equilibrio. Esto significa que siempre acabaremos con la misma proporción de C y D respecto a A y B. También funciona a la inversa: aunque empecemos solo con C y D, y sin A ni B, acabaremos con la misma constante de equilibrio.

También es importante destacar que los reactivos líquidos y sólidos puros no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio. Fíjate en el siguiente ejemplo:

Tipos de constantes de equilibrio

Existen varios tipos de constantes de equilibrio:

• K_c: Es la constante de equilibrio más común. Mide las concentraciones de especies acuosas o gaseosas en una reacción reversible en equilibrio.
• K_p: Se utiliza para equilibrios gaseosos y mide las presiones parciales de especies gaseosas en una reacción reversible en equilibrio.
• K_w: Mide el grado de ionización del agua en equilibrio.
• K_a: Utiliza la concentración para medir el grado de ionización de un ácido débil en equilibrio.
• K_b: Utiliza la concentración para medir el grado de ionización de una base débil en el equilibrio.

Constante K_c

K_c es una constante de equilibrio que tiene que ver con la concentración. Utilizamos K_c cuando, en el equilibrio, tenemos especies acuosas o gaseosas.

Para la siguiente reacción general:

$$aA+bB\rightleftharpoons cC+dD$$

Y la ecuación de Kc es la siguiente:

$$K_{c}=\frac{[C]^{c}_{eq}\cdot [D]^{d}_{eq}}{[A]^{a}_{eq}\cdot [B]^{b}_{eq}}$$

¿Qué significa todo esto? Vamos a verlo:

• Los corchetes representan la concentración, así que [A]^a_eq es la concentración de A en equilibrio, elevada a la potencia de a.
• ¿Qué es a? Echa un vistazo a la ecuación general: a es la proporción molar de A.

Para calcular Kc, buscamos un valor similar para cada uno de nuestros productos, y los multiplicamos. A continuación, buscamos 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.

Constante K_p

K_p es similar a K_c. Sin embargo, en lugar de medir la concentración de especies acuosas o gaseosas en equilibrio, mide la presión parcial de especies gaseosas en equilibrio.

La expresión para K_p es muy similar a la expresión para K_c. Solamente tienes que hacer un simple cambio: donde veas concentración de equilibrio en la expresión para K_c, cámbiala por presión parcial de equilibrio, para encontrar una expresión para K_p.

Por ejemplo, tomemos de nuevo nuestra reacción genérica:

$$aA+bB\rightleftharpoons cC+dD$$

La fórmula de Kp para esta reacción será:

$$K_{p}=\frac{(P_{C})_{eq}^{c}\cdot (P_{D})_{eq}^{d}}{(P_{A})_{eq}^{a}\cdot (P_{B})_{eq}^{b}}$$

Una vez más, vamos a desglosar la fórmula:

• P representa la presión parcial de una especie.
• El subíndice eq indica que tomamos esta medida en equilibrio. Por lo tanto, (PA)_eq significa la presión parcial de equilibrio de la especie A.
• Los superíndices en minúscula son exponentes, basados en los coeficientes de las especies en la ecuación química equilibrada. Por lo tanto, (PA)_eq^a significa la presión parcial de equilibrio de la especie A, elevada a la potencia del número de moles de A en la ecuación balanceada.
• En general, el numerador representa las presiones parciales de equilibrio de los productos, elevadas a la potencia de sus coeficientes; y, luego, multiplicadas entre sí. Por su parte, el denominador representa las presiones parciales de equilibrio de los reactivos, elevadas a la potencia de sus coeficientes y multiplicadas entre sí. Para hallar K_p, basta con dividir el numerador por el denominador.

Constante K_w

La reacción de la disociación del agua es la siguiente:

$$H_{2}O\rightleftharpoons H^{+}+OH^{-}$$

Por lo tanto, la reacción del producto iónico del agua es:

$$K_{w}=\frac{[H^{+}]\cdot [OH^{-}]}{H_{2}O}$$

Constante K_a

Veamos una reacción general:

$$HA\rightleftharpoons H^{+}+A^{-}$$

Para esta reacción, la expresión de K_a tiene este aspecto:

$$K_{a}=\frac{[H^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}$$

En esta expresión, [H⁺], [A^-] y [HA] son las concentraciones en equilibrio de H⁺, A^- y HA, respectivamente.

Veamos un ejemplo:

Constante K_b

La fórmula para la constante de basicidad es la siguiente:

$$K_{b}=\frac{[BH^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[B]}$$

Adsorción y desorción

Es importante tener en cuenta que es la unión de moléculas gaseosas o líquidas en la superficie de un sólido; es decir, ambas sustancias se encuentran en diferentes estados. Esto es posible gracias a la carga eléctrica. Por lo tanto, una mezcla que se ha hecho mediante el proceso de adsorción se considera una mezcla heterogénea, puesto que tenemos dos sustancias en distintos estados; en este caso, una sustancia sólida y otra líquida o gaseosa.

Veamos ahora qué es la desorción:

Gracias a este proceso, las sustancias líquidas o gaseosas que han sido adsorbidas por un sólido, son liberadas y vuelven a estar en una fase líquida o gaseosa. Por lo tanto, si tenemos una mezcla que hemos hecho por el método de la adsorción, podemos separarla gracias a la desorción.

Catálisis heterogénea

• Para la catálisis heterogénea, necesitamos al menos dos fases.
  • Por ejemplo, podríamos tener dos gases y hacerlos reaccionar en la superficie de un catalizador sólido.
• También son posibles otras disposiciones.
  • Por ejemplo, podríamos tener gases reaccionando en un catalizador líquido o cualquier otra cosa que se nos ocurra.

Hay una reacción catalítica sin la cual solo podríamos alimentar a dos tercios de la población actual. Esta es el núcleo de la producción de fertilizantes artificiales y ocupa alrededor del 1,3% de todo el consumo energético de la raza humana.

$$3H_2 + N_2 \rightleftharpoons 2NH_3$$

Se llama proceso Haber-Bosch y, para poner el impacto en perspectiva, producir amoníaco consume la mitad de energía que Canadá. Con la ayuda de un catalizador mejor para esta reacción, podríamos reducirla a la mitad; luego, otra vez a la mitad; y así sucesivamente. Esto no solamente sería más barato, sino que también podría reducir nuestras emisiones de CO₂ en la misma cantidad que si detuviéramos todo el tráfico aéreo del mundo.

Procesos de separación de mezclas heterogéneas

Podemos separar las mezclas heterogéneas en sus diferentes componentes. Dependiendo del tipo de mezcla que sea y de los componentes que queramos separar, podemos usar distintos métodos de separación:

• Filtración: sirve para separar sustancias sólidas de líquidos o de gases. Se lleva a cabo con un filtro que retiene las partículas sólidas y que permite el paso del líquido o del gas.

Fig. 2: Filtración llevada a cabo en un laboratorio. La mezcla ha sido vertida en un filtro; el líquido irá cayendo al recipiente que se encuentra debajo y el sólido quedará atrapado en el filtro, sin caer al recipiente.

• Imantación: permite separar los componentes de mezclas en las que uno de los componentes es magnético y el otro, o los otros, no son magnéticos. En este caso, se utiliza un imán que atrae las partículas magnéticas.
• Decantación: sirve para separar líquidos inmiscibles (es decir, que no se mezclan entre sí); por ejemplo, el aceite y el agua. Cuando la mezcla está en reposo, los líquidos se separan sin ayuda de ninguna fuerza externa y forman dos fases. El líquido que se encuentra en la superficie se vierte a otro recipiente, de manera que ambos quedan separados.

Fig. 3: Como puedes observar, el agua y el aceite son dos líquidos inmiscibles y, por lo tanto, se pueden separar por decantación.

• Centrifugación: sirve para separar mezclas formadas por un sólido y líquido, o líquidos inmiscibles que no se pueden separar por otro método. La mezcla se somete a una fuerza centrífuga, lo que provoca que los sólidos queden depositados en el fondo del recipiente y el líquido quede en la superficie.
• Cromatografía: permite separar mezclas en las que los componentes tienen diferentes afinidades por una fase móvil y una fase estacionaria. La mezcla es colocada en una fase móvil que se va moviendo a través de la fase estacionaria, y los componentes se separan en función de sus diferentes afinidades.

¡Ya eres todo un experto en equilibrios heterogéneos!