Imagínate que quieres cocer un huevo para cenar; lo pones en un cazo con agua hirviendo y lo dejas cocer a fuego lento, durante unos minutos. Cuando regresas a la cocina, el huevo, que antes estaba mojado, se ha solidificado y está listo para comer. Pero, si se enfría (por ejemplo, congelándolo) no recupera su forma líquida y cruda. Hasta 1803, los científicos pensaban que esto ocurría con todas las reacciones y que ninguna reacción sería reversible.
Fig. 1: Los huevos cocidos son un ejemplo que podríamos utilizar para justificar que los científicos de la antigüedad creyesen que las reacciones no podían ser reversibles.
Sin embargo, en 1803, Claude Louis Berthollet observó la formación de cristales de sal en la orilla de un lago salado en Egipto. Vio que se trataba de la reacción inversa de una reacción común, en la que el carbonato de sodio y el cloruro de calcio reaccionaban para producir cloruro de sodio y carbonato de calcio. Entonces, formuló la hipótesis de que algunas reacciones podían ser reversibles. Ahora sabemos que, si dejamos una reacción reversible en un recipiente sellado, acabará formando algo que se conoce como estado de equilibrio.
- Este artículo trata sobre el equilibrio heterogéneo.
- En primer lugar, veremos qué es el equilibrio químico.
- A continuación, estudiaremos qué es el equilibrio homogéneo.
- Después, exploraremos también qué es el equilibrio heterogéneo.
- Luego, analizaremos la relación del equilibrio químico y el principio de Le Châtelier.
- Continuaremos nuestro aprendizaje con el cálculo de la constante de equilibrio en equilibrios heterogéneos.
- Posteriormente, veremos la definición de la adsorción y la desorción, además de la catálisis heterogénea.
- Para terminar, exploraremos cuáles son los procesos de separación de mezclas heterogéneas.
¿Qué es el equilibrio químico?
El equilibrio químico es un estado de una reacción química en el que las velocidades de las reacciones de directa e inversa son iguales y las concentraciones de los reactivos y los productos no cambian. También se conoce como equilibrio dinámico.
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:
Una reacción reversible es aquella en la que los productos pueden reaccionar para formar de nuevo los reactivos.
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?
Un equilibrio homogéneo es aquel que se da entre especies que se encuentran en el mismo estado, ya sea sólido, líquido o gaseoso.
La palabra homogéneo procede del griego homos, que significa igual; y de genos, que significa raza o tipo.
Un ejemplo es el proceso Haber-Bosch, que se utiliza para producir amoníaco. Los gases nitrógeno e hidrógeno reaccionan para producir amoniaco, que también se encuentra en estado gaseoso:
$$N_{2\ (g)}+3H_{2\ (g)}\rightleftharpoons 2NH_{3\ (g)}$$
¿Qué es el equilibrio heterogéneo?
Un equilibrio heterogéneo es aquel que se da entre especies que se encuentran en estados diferentes.
La palabra heterogéneo también viene del griego; pero, esta vez de la palabra heteros, que significa otro.
Veamos un ejemplo de equilibrio heterogéneo:
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):
$$CaCO_{3\ (s)}\rightleftharpoons CaO_{(s)}+CO_{2\ (g)}$$
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.
El principio de Le Châtelier afirma que si cambian las condiciones de un equilibrio dinámico en un sistema cerrado, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.
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.
Por ejemplo, podemos aumentar la temperatura, lo que puede favorecer la reacción de avance. O podemos aumentar la presión y favorecer la reacción de retroceso.
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
La constante de equilibrio, Keq, es un valor que nos indica las cantidades relativas de reactivos y productos en un sistema en equilibrio.
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:
Observa la siguiente reacción de la descomposición del carbonato de calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono:
$$CaCO_{3\ (s)}\rightleftharpoons CaO_{(s)}CO_{2\ (g)}$$
Teniendo en cuenta que los reactivos sólidos (y los líquidos) no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio, su fórmula será la siguiente:
$$K_{c}=[CO_{2}]$$
Las constantes de equilibrio pueden verse afectadas por la temperatura, pero no por variables como la concentración y la presión.
Tipos de constantes de equilibrio
Existen varios tipos de constantes de equilibrio:
- Kc: Es la constante de equilibrio más común. Mide las concentraciones de especies acuosas o gaseosas en una reacción reversible en equilibrio.
- Kp: Se utiliza para equilibrios gaseosos y mide las presiones parciales de especies gaseosas en una reacción reversible en equilibrio.
- Kw: Mide el grado de ionización del agua en equilibrio.
- Ka: Utiliza la concentración para medir el grado de ionización de un ácido débil en equilibrio.
- Kb: Utiliza la concentración para medir el grado de ionización de una base débil en el equilibrio.
Constante Kc
Kc es una constante de equilibrio que tiene que ver con la concentración. Utilizamos Kc 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]aeq 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 Kp
Kp es similar a Kc. 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 presión parcial es la presión que ejercería un gas en un sistema si ocupara por sí solo el mismo volumen. Se calcula multiplicando la fracción molar del gas por la presión total del sistema.
La expresión para Kp es muy similar a la expresión para Kc. Solamente tienes que hacer un simple cambio: donde veas concentración de equilibrio en la expresión para Kc, cámbiala por presión parcial de equilibrio, para encontrar una expresión para Kp.
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)eqa 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 Kp, basta con dividir el numerador por el denominador.
Constante Kw
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:
$$K_{w}=\frac{[H^{+}]\cdot [OH^{-}]}{H_{2}O}$$
Kw en realidad es igual a Kc · [H₂O]. Las moléculas de agua de la parte superior e inferior de la ecuación se anulan, para dejar solamente [H+]·[OH-].
Constante Ka
Veamos una reacción general:
$$HA\rightleftharpoons H^{+}+A^{-}$$
Para esta reacción, la expresión de Ka 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:
Disolvemos 0,020 moles del ácido débil HF en 1,00 dm3 de agua pura. La solución resultante tiene un pH de 2,42. Encuentra el valor de Ka para el HF.
Primero, escribamos una expresión para Ka:
$$Ka=\frac{[H^+]_{eq}\space [F^-]_{eq}}{[HF]_{eq}}$$
Ahora, podemos utilizar el pH dado en la pregunta, para encontrar [H+]:
$$10^{-pH}=[H^+]$$ $$10^{-2.42}=3.80\times 10^{-3}\space mol\space dm^{-3}$$
Esto nos ayuda a encontrar [F
-]. El HF es un ácido monoprótico, lo que significa que una molécula de HF se disocia en un ion H
+ y un ion F
-. Por tanto, la concentración de iones H
+ es igual a la concentración de iones F
-: $$[H^+]=[F^-]$$ $$[F^-]=3.80\times 10^{-3}\space mol\space dm^{-3}$$ También, podemos utilizar otra información de la pregunta para hallar [HF]. Como los ácidos débiles solo se disocian parcialmente en solución, suponemos que [HF] es igual a la cantidad de HF añadida inicialmente. En este caso, se añaden 0,020 moles de HF a 1,00 dm3 de agua, por lo que obtenemos la siguiente concentración de moléculas de HF:$$[HF]=\frac{0.020\space mol}{1.00\space dm^{3}}$$ $$[HF]=0.020\space mol\space dm^{-3}$$ Ahora estamos preparados para sustituir todos estos valores en nuestra expresión para K
a. Si reordenamos y resolvemos la ecuación, obtendremos nuestra respuesta final: $$Ka=\frac{(3.80\times 10^{-3})\space (3.80\times 10^{-3})}{0.020}$$ $$Ka=7.22\times 10^{-4}\space mol\space dm^{-3}$$Por tanto, el ácido débil HF tiene un
valor de Ka de
7,22 · 10-4 mol·dm-3.
Constante Kb
La constante de basicidad, Kb, es una constante de equilibrio que mide el grado de disociación de una base débil en solución. Tiene las unidades mol·dm-3.
La fórmula para la constante de basicidad es la siguiente:
$$K_{b}=\frac{[BH^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[B]}$$
Adsorción y desorción
La adsorción es un proceso gracias al cual las sustancias se adhieren a la superficie de otras, sin provocar una reacción química.
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:
La desorción es, justamente, el proceso inverso a la adsorción.
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
La catálisis se define como un proceso en el que la velocidad de una reacción aumenta sin modificar el cambio de energía de Gibbs estándar global en el sistema.
Toda reacción en la que el catalizador se encuentra en una fase diferente a la de los reactivos se denomina 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.
Sobre el papel todo vale; pero, para que resulte práctico para la catálisis heterogénea casi siempre buscamos un catalizador sólido.
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.
La adsorción puede tener muchos efectos diferentes en las reacciones catalíticas heterogéneas:
- En primer lugar, suele aumentar la concentración de reactivo en la superficie; lo que acelera la reacción.
- En segundo lugar, las moléculas absorbidas también pueden reaccionar con el catalizador sobre el que se absorben, para producir productos intermedios más reactivos.
Procesos de separación de mezclas heterogéneas
Una mezcla heterogénea es una mezcla en la que podemos distinguir sus diferentes componentes; es decir, no es completamente uniforme.
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!
Equilibrios Hheterogéneos - Puntos clave
- El equilibrio químico es un estado de una reacción química en el que las velocidades de las reacciones de directa e inversa son iguales, y las concentraciones de los reactivos y los productos no cambian.
- También se conoce como equilibrio dinámico.
- Un equilibrio heterogéneo es aquel que se da entre especies que se encuentran en estados diferentes.
- Un equilibrio homogéneo es aquel que se da entre especies que se encuentran en el mismo estado.
- La constante de equilibrio, Keq, es un valor que nos indica las cantidades relativas de reactivos y productos en un sistema en equilibrio. Existen varios tipos de constantes de equilibrio:
- Kc: Es la constante de equilibrio más común. Mide las concentraciones de especies acuosas o gaseosas en una reacción reversible en equilibrio.
- Kp: Se utiliza para equilibrios gaseosos y mide las presiones parciales de especies gaseosas en una reacción reversible en equilibrio.
- Kw: Mide el grado de ionización del agua en equilibrio.
- Ka: Utiliza la concentración para medir el grado de ionización de un ácido débil en equilibrio.
- Kb: Utiliza la concentración para medir el grado de ionización de una base débil en el equilibrio.
References
- Fig. 1: Boiled eggs (https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Perfectly_Boiled_eggs_picture.JPG) by Nithyasrm (https://commons.wikimedia.org/w/index.php?title=User:Nithyasrm&action=edit&redlink=1), is licensed by CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)
- Fig. 2: Raw Filtration of an eluate (https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Raw_Filtration_of_an_eluate.jpg) by LucaMok (https://commons.wikimedia.org/w/index.php?title=User:LucaMok&action=edit&redlink=1), is licensed by CC BY-SA 4.0
- Fig. 3: Water and oil (https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Water_and_oil.jpg) by Victor Blacus (https://commons.wikimedia.org/wiki/User:Victor_Blacus), is licensed by CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)
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