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Equilibrio químico

Contenido del artículo
Reacciones reversibles e irreversibles
¿Qué explica el equlibrio químico?
¿A dónde va el equilibrio?
Influencia de la temperatura

Supongamos que usted ha encontrado emanaciones de dióxido de azufre (SO2) saliendo de una grieta del suelo cerca de un volcán y que sabe también que si hace reaccionar ese dióxido de azufre con más oxígeno obtiene trióxido de azufre (SO3) el que luego reacciona con agua para formar ácido sulfúrico, probablemente la sustancia química que más se produce en el mundo. El negocio salta a la vista, así que decide iniciar los experimentos. Hace un par de averiguaciones y se entera de que un poco de platino como catalizador ayuda notablemente en la reacción. La cuestión es simple, solo hay que seguirse por la reacción:

2SO2(g)  +  O2(g)  ------------->  2SO3(g)     (Reacción 1)

Entonces toma dos moles de SO2 y uno de oxígeno y los mezcla en un recipiente de un litro para obtener dos moles de SO3 como indica la reacción. Pacientemente espera una hora para que la reacción se produzca, después solo será necesario burbujear el SO3 en el agua que ya tiene lista y en espera. Pero que sorpresa, al cabo de la hora de espera, en el recipiente, junto con el SO3 tiene algo de oxígeno y de SO2 aun. Hay que esperar más así que "mejor me voy a casa y vuelvo mañana".

Al otro día la sorpresa es aun mayor, se mantienen coexistiendo las tres sustancias, ¿la reacción se ha detenido? Ante tal enigma usted decide ir a ver a su profesor de química y le explica lo sucedido. La respuesta no se hace esperar, ‒"no, la reacción no se ha detenido la reacción sigue, el asunto es que ha alcanzado lo que nosotros los químicos llamamos equilibrio dinámico. Todas las reacciones, al menos en principio, proceden en dos direcciones: en la dirección de la formación de productos (reacción directa) y en la dirección contraria, es decir, hacia la regeneración de los reaccionantes (reacción inversa), y nosotros lo representamos con dos flechas, una apuntando a la derecha hacia los productos y otra apuntando a la izquierda hacia los reaccionantes".

2SO2(g)  +  O2(g)  <=======>  2SO3(g)     (Reacción 2)

‒ y continúa ‒"cuando la velocidad de reacción en el sentido directo es igual a la velocidad de reacción en sentido inverso la reacción aparenta haberse detenido ya que no se observa que la cantidad de producto crece, en otras palabras, la reacción inversa está procediendo a la misma velocidad que la reacción directa".


Reacciones reversibles e irreversibles.

Dependiendo de la naturaleza y las condiciones que rodean la reacción química el equilibrio químico se puede alcanzar muy cercano a la reacción completa, es decir, cuando termina el proceso prácticamente no existen los reaccionantes y esencialmente todo se ha convertido en producto. En caso contrario, hay otras reacciones que prácticamente no proceden, y la existencia de productos es verdaderamente escasa después de alcanzado el equilibrio.

Entre estos dos estados extremos existen multitud de reacciones que alcanzan el equilibrio en un punto intermedio en las cuales después de "terminada" la reacción se pueden detectar cantidades apreciables de reaccionantes y productos en equilibrio. Podíamos clasificar desde este punto de vista la reacciones químicas como:
  1. Reacciones con equilibrio a la derecha: cuando más de la mitad de los reaccionantes se convierten en productos.
  2. Reacciones con equilibrio central: cuando esencialmente la mitad de los reaccionantes se convierten en productos.

  3. Reacciones con equilibrio a la izquierda: cuando menos de la mitad de los reaccionantes se convierten en productos.
  4. Reacciones que no proceden: cuando en esencia no hay productos.

  5. Reacciones que proceden hasta el completamiento: cuando prácticamente todos los reaccionantes se convierten en productos.
Es práctica común llamar a las reacciones que proceden hasta el completamiento, y a aquellas donde el equilibrio está muy a la derecha como reacciones irreversibles ya que su realización es prácticamente completa y la reacción en sentido inverso es despreciable. Por otro lado, las reacciones con equilibrio en posición central o relativamente lejos de los extremos es común que se les llame reacciones reversibles, en este caso tanto el sentido directo como el inverso son significativos.

Hay que aclarar que la clasificación de las reacciones en los cinco grupos de arriba no es absoluta y está condicionada por la situación específica en la que se desarrolle la reacción, de modo que una reacción que tienda fuertemente a la derecha (ser irreversible) puede invertir su dirección, por ejemplo, cuando cambia la temperatura u otro factor ambiental como veremos mas adelante.


¿Que explica el equilibrio químico?

Hemos quedado en que el equilibrio se alcanza cuando la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. Para entender porqué estas velocidad se igualan entremos en los factores que influyen en ellas.

De cinética química se sabe que la velocidad de una reacción a temperatura fija obedece a la ecuación cinética o ley de la velocidad de reacción; la que en esencia establece que la velocidad de la reacción depende del producto de la concentración de los reaccionantes elevadas a cierto exponente llamado orden.

Asumamos que iniciamos una reacción, en ese momento inicial la concentración de los reaccionantes es la mas alta posible, de modo que según la ecuación cinética la reacción en el sentido directo se realiza a la máxima velocidad posible. En ese momento la concentración de los productos es cero lo que implica que la velocidad de reacción inversa es también cero. A medida que el tiempo transcurre sucede que con el propio desarrollo de la reacción la concentración de los reaccionantes va disminuyendo mientras que la de los productos va creciendo. No es difícil darse cuenta que esta situación induce una disminución gradual de la velocidad de reacción en sentido directo y simultáneamente un aumento de la velocidad de la reacción en sentido inverso. En determinado punto del proceso estas velocidades se igualan lo que significa que la cantidad de sustancias producidas en una dirección es la  misma que las producidas en sentido contrario y por tanto ambas concentraciones (reaccionantes y productos) no cambian aunque usted espere una eternidad. Se ha alcanzado el equilibrio.

¿A dónde va el equilibrio?

Bueno, la posición del equilibrio es muy variable de unas reacciones a otras y puede variar desde reacciones que no proceden hasta las que proceden hasta el virtual completamiento como ya apuntamos arriba. Pero ¿como se evalúa la posición del equilibrio de modo cuantitativo? los químicos usan la llamada constante de equilibrio (Keq) para ello.

De la ley de la velocidad de reacción se puede deducir matemáticamente la expresión para calcular la constante de equilibrio de una reacción química. No entraremos en detalles de como se obtiene esta expresión, ya que eso sale del alcance del presente artículo, pero como es sumamente útil la enunciaremos:

Para una reacción general del tipo:

aR1  +  bR2  <========>  cP1  +  dP2

Donde:

R1 y R2 : son los reaccionantes.

a, b, c, d : son los coeficientes estequiométricos de la ecuación química.

P1 y P2 : son los productos.

       (Expresión 1)

Para determinar la constante de equilibrio de una reacción cualquiera solo resulta necesario ir al laboratorio correr la reacción respectiva y medir las concentraciones de todas las sustancias involucradas en la reacción (reaccionantes y productos) y luego sustituir los valores en la expresión como molaridad.

Volvamos a la reacción 1 en la que habíamos colocado dos moles de SO2 y uno de oxígeno en un recipiente de un litro. Después que se alcanza el equilibrio medimos las cantidades presentes de todas las sustancias y tenemos: 0.2 moles de SO2, 0.1 mol de O2 y 1.8 moles de SO3 (ya estos números representan molaridad dado que el recipiente es de un litro) de manera que podemos calcular la constante de equilibrio de esta reacción:



Tenga presente que este valor numérico 810 solo es aplicable a la reacción si no cambia la temperatura.

La constante de equilibrio resulta en el mismo valor sin importar la cantidad de reaccionantes utilizados, si se usan más o menos cantidades de ellos, la reacción procede hasta que las concentraciones relativas de las sustancias involucradas alcancen un valor tal que sustituidos en la expresión 1 den el mismo resultado 810 que es la constante de equilibrio para esa reacción en particular a esa temperatura.

¿Qué nos dice la constante de equilibrio de un solo vistazo? note que esta constante es un cociente donde interviene la concentración de los productos como numerador y la concentración de los reaccionates como denominador, de lo que se desprende que si el resultado es grande hay mucha mas concentración de productos que de reaccionantes, esto es, la reacción tiene a completarse, es una reacción con equilibrio fuerte a la derecha. En el caso contrario significa también lo contrario si Eeq  es pequeña la reacción da pocos productos y tiende a tener el equilibrio a la izquierda.

Normalmente se considera la relación entre la tendencia de la reacción y su constante de equilibrio como se muestra a continuación en la tabla 1.

Tabla 1. Relación entre la tendencia de la reacción y su constante de equilibrio 
Constante de equilibrio
Tendencia de la reacción
Keq < 10-3
El equilibrio tiende a la izquierda, la reacción apenas se produce.
Keq  entre 10-3 y 103 En el equilibrio hay cantidades apreciables de reaccionantes y productos.
Keq > 103 El equilibrio tiende a la derecha, la reacción se dirige a completarse.

Los químicos han determinado las constantes de equilibrio para decenas de miles de reacciones y estos valores se pueden conseguir tabulados en libros de referencias especializados.

Debemos enfatizar aquí que el equilibrio dinámico de una reacción es un estado que solo se puede modificar con el cambio de temperatura, es, por decirlo de alguna manera, la única forma de existencia permanente de la relación estequiométrica de reaccionantes-productos y no puede ser otra. Digamos que si usted perturba el estado de equilibrio de una reacción, por ejemplo retirando productos o agregando reaccionantes la reacción se mueve hasta conseguir un nuevo estado de equilibrio. Esta cualidad de las reacciones fue establecida tan temprano como en 1884 por el químico francés Henri Louis Le Chatelier y que se conoce como el principio de Le Chatelier:

Si se altera una reacción química en equilibrio, la reacción vuelve al equilibrio desplazándose en la dirección que tiende a deshacer la alteración.

Influencia de la temperatura

Hasta aquí solo hemos considerado las concentraciones pero ¿que pasa cuando se cambia la temperatura?. Veamos.

Las reacciones desde el punto de vista energético puede ser exotérmicas (que producen calor) o endotérmicas (que absorben calor) y podemos auxiliarnos del principio de Le Chatelier para predecir lo que va a suceder cuando a una reacción en equilibrio se le agrega o extrae calor para modificar su temperatura.

Empecemos por aclarar que los términos exotérmico y endotérmico utilizados para las reacciones son relativos. Ya sabemos que todas las reacciones alcanzan un estado de equilibrio dinámico que puede estar mas o menos desplazado hacia la izquierda o la derecha y que el equilibrio se consigue como consecuencia del "enfrentamiento" de las velocidades de reacción en uno y otro sentido, pues bien, esto nos permite enunciar un principio importante: si una reacción es exotérmica en una dirección será necesariamente endotérmica en la dirección contraria.

Ahora, si tenemos una reacción en equilibrio y le aumentamos la temperatura, la perturbación producida hará que la reacción se mueva, según Le Chatelier, en la dirección que tienda a deshacer la perturbación, de modo que esta se moverá en el sentido endotérmico, la reacción tiende a tomar ese calor y moverse en la dirección que tienda a mantener la temperatura imperturbable. El caso contrario también es cierto, si extraemos calor (enfriamos), la reacción tendrá la tendencia a producir calor para oponerse a la perturbación y se moverá en el sentido exotérmico.

Volviendo a la reacción del dióxido de azufre con el que iniciamos el artículo:

2SO2(g)  +  O2(g)  <========>  2SO3(g) 

esta reacción es exotérmica en el sentido directo y endotérmica en el sentido inverso y ahora podemos ver un hecho interesante. Nuestro recipiente de un litro que contenía 0.2 moles de SO2, 0.1 mol de O2 y 1.8 moles de SO3 una vez alcanzado el equilibrio, tendrá más SO3 y menos SO2 y O2 si lo enfriamos (el sistema se mueve a la derecha a producir calor para mantener la temperatura), pero si lo calentamos parte del SO3 desaparece como "por arte de magia" y aumenta la cantidad de oxígeno y SO2(el sistema se mueve a la izquierda absorbiendo calor).



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