Química General

Equilibrio químico

Se dice que se alcanza un equilibrio químico cuando dos reacciones opuestas, principalmente en reacciones reversibles, alcanzan la misma velocidad. El término también aplica para otros procesos, por ejemplo si tuviésemos un recipiente cerrado con algún líquido dentro; el vapor que se encuentra por encima del líquido se encuentra en equilibrio con éste, ya que la velocidad en la que las partículas de vapor pasan al estado líquido es igual a la velocidad con la cual las partículas de líquido escapan para formar el estado gaseoso. También como vimos en un capítulo anterior, se dice que una solución se encuentra saturada cuando el proceso de ionización del soluto está en equilibrio con el proceso de cristalización.

Imaginemos ahora que tenemos la reacción A —> B (A produce B) en la cual también se puede originar su reacción inversa que es B—>A (B produce A). Cada reacción tiene su propia ecuación de velocidad, las cuales se expresan de la siguiente manera:

Velocidad de producción de A = kA[A]

Velocidad de producción de B = kB[B]

Y como en el equilibrio ambas velocidades son las mismas, ambas ecuaciones se igualan como se muestra a continuación:

kA[A]= kB[B]

Después arreglamos para obtener la relación entre la concentración de A y la concentración de B:

[B]/[A]=kA/kB=constante

Podemos observar que en el equilibrio la relación entre las concentraciones de A y B siempre será una constante dada por la relación entre las constantes de velocidad. A partir de ahora este tipo de reacciones que pueden ocurrir también a la inversa se expresarán con una flecha doble.

Constante de equilibrio

La ley de acción de masas fue postulada por Cato Maximilian Guldbert (1836-1902) y Peter Waage (1833-1900) en 1864. Esta ley establece cómo se relacionan todos los productos y reactivos cuando una reacción química alcanza el equilibrio (en el caso de los gases se utilizan presiones parciales y en el caso de las disoluciones se expresan las concentraciones como molaridad). Para entender mejor este postulado, analicemos el siguiente ejemplo: Supongamos que tenemos la siguiente reacción donde la flecha doble indica que la reacción también puede ocurrir en sentido inverso:

aA + bB <—> cC + dD

Siguiendo la ley de acción de masas, la ecuación para obtener la constante de equilibrio queda expresada de la siguiente forma:

Keq = [C]c[D]d / [A]a[B]b

Nótese la forma de escribir la ecuación es siempre productos en el numerador y reactivos en el denominador y los exponentes coinciden con los coeficientes estequiométricos de las sustancias participantes en la reacción, por lo tanto, la constante de equilibrio depende solamente de la estequiometría de la reacción. En algunas ocasiones solamente se tiene el valor de concentración de una sola de las especies participantes en una reacción que se está estudiando, en estos casos se puede hacer uso de la estequiometría de la reacción para determinar la molaridad de las demás especies que se encuentran en equilibrio. En la bibliografía recomendada, se explica con detalle un método para determinar estas concentraciones.

Principio de LeChâtelier

LeChâtelier indica cómo se favorece una reacción química en estado de equilibrio si ocurre alguna perturbación. Esta perturbación puede ser un cambio en la concentración o incluso algún cambio de temperatura. Si tenemos la reacción A <—> B + C, según el principio de LeChâtelier si al alcanzar el equilibrio agregamos más reactivo A, vamos a favorecer la producción de B y C y el consumo de A desplazando la reacción hacia la derecha; por otro lado si agregamos más de B y C, éstos reaccionarán para formar A y se dice que la reacción se desplaza hacia la izquierda.

Este postulado también aplica para los cambios de temperatura ya que hay dos tipos de reacciones: endotérmica (que absorbe calor) y exotérmica (que libera calor).

Endotérmica: Reactivos + calor <—> Productos

Exotérmica: Reactivos <—> Productos + calor

De manera similar a como se explicó anteriormente, si a una reacción endotérmica le aplicamos calor se desplazará favoreciendo a los productos y en cambio si a un proceso o reacción exotérmicos le agregásemos calor, el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos. Como ejercicio mental podemos preguntarnos lo siguiente: ¿qué pasaría si enfriamos una reacción exotérmica? La respuesta es que desplazaríamos el equilibrio hacia los productos.

Referencias

  1. Brown Theodre L., y cols. Química. La ciencia central. PEARSON Educación, México, 2004. Pág. 56 ISBN 970-26-0468-0
  2. Harris, C. Daniel. Análisis Químico Cuantitativo. Editorial Reverté. Tercera Edición (Sexta Edición Original). ISBN 84-291-7224-6