Equilibrio Quimico

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Equilibrio químico

Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una

determinada velocidad hasta que la reacción se completa. Llegado ese instante, lo que ocurre en el

proceso es que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición

de éstos para formar nuevamente los reactivos de los que proceden. Es decir, se llega a la formación

de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y

productos) permanecen constantes. Ese estado se conoce con el nombre de «equilibrio químico» y lo

vamos a estudiar con detenimiento en la presente Unidad.

5. Equilibrio químico

5.1 Introducción

5.1 Introducción

Reacción: H2 1 I2

El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan

cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que la reacción sigue.

2 HI

Velocidad

En la mayoría de las reacciones químicas los reactivos no se consumen totalmente para

obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que

parece que la reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los productos formados

y los reactivos consumidos, que la concentración de ambos permanece constante.

H2 y I2

Formación (Vd)

Equilibrio Vd = Vi

HI

Descomposición Vi

t

te

¿Significa esto que realmente la reacción se ha parado? Evidentemente no, una reacción en

equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo

en productos y los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad

nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado.

te = tiempo para alcanzar el equilibrio

Fig. 5.1. Velocidades de formación

y descomposición del HI.

Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas

que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.

Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la Figura 5.1. Así pues,

si tenemos una reacción:

aA + bB

Vd

vi

cC + dD

vd 5 velocidad de formación de los productos

vi 5 velocidad de descomposición de los productos

Cuando ambas velocidades se igualan, se considera

que el sistema está en equilibrio.

Es importante diferenciar entre el

equilibrio en términos de velocidad,

en el que ambas velocidades son igua-

les, del equilibrio en términos de con-

centraciones, donde éstas pueden ser,

y normalmente son, distintas.

Se puede deducir que el sistema evolucionará

cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin

de adaptarse a las condiciones energéticas más

favorables. Cuando éstas se consigan, diremos que

se ha alcanzado el equilibrio, esto es, DG 5 0 (ver

Aprendo más en pág. 152).

En un sistema en equilibrio se dice que el mismo

se encuentra desplazado hacia la derecha si hay

más cantidad de productos (C y D) presentes en el

mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará

desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo

contrario.

Zona de equilibrio

Concentraciones

[A]

[B]

[A] [ B ]

[C] [D]

(a)

[C]

[B]

te

tiempo

Concentraciones

[C] [D]

Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones

representadas en la Figura 5.2.

Consideremos la reacción de obtención del trióxido

de azufre a partir de azufre y oxígeno a 1 000 °C

según:

2 SO2 (g) + O2 D 2 SO3 (g)

130

(b)

[A] [ B ]

te

tiempo

Fig. 5.2. (a) y (b). Representación de un

sistema en equilibrio cuando predominan los

reactivos (a) o los productos (b).

5. Equilibrio químico

5.1 Introducción

Inicialmente partimos de 0,4 moles de SO2 y 0,2 moles de O2 en un recipiente de 1 litro de

capacidad. Al cabo del tiempo se establece el equilibrio y se comprueba que se han formado

0,06 moles de SO3 y quedan sin reaccionar 0,34 moles de SO2 y 0,17 moles de O2 [ver Figura

5.3 (a) en el margen].

Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas,

pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción

se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente.

A continuación variamos las concentraciones de partida y realizamos otra experiencia.

Partimos ahora de 0,4 moles de SO3 en el mismo recipiente anterior, sin añadir ni SO2 ni O2.

Al alcanzarse el equilibrio, en las mismas condiciones anteriores, 1 000 °C, comprobamos que

las concentraciones de las especies que intervienen en la reacción son las mismas que las

obtenidas anteriormente [ver Figura 5.3 (b) en el margen].

El hecho de que las concentraciones de reactivos y productos coincidan en ambos casos

es casual y se debe a que se han tomado cantidades estequiométricas en los dos casos

estudiados. Si las cantidades hubieran sido otras cualesquiera, lo único que permanecería

constante sería la Keq, que estudiaremos a continuación, siempre y cuando no se modifique

la temperatura. Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que

puede ser mayor o menor que el del primer experimento.

Concentración

0,4

[SO2] = 0,34 M

0,3

0,2 [O2] = 0,17 M

0,1 [SO3] = 0,06 M

0,0

te

En el ejemplo estudiado anteriormente se comprueba que las concentraciones de las

sustancias que intervienen en el proceso, cuando éste llega al equilibrio, son las mismas,

independientemente de la concentración inicial.

Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y

cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una

forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos

y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio.

Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

aA + bB

Kd

Ki

cC + dD

La velocidad

...