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Equilibrio químico: cambios de presión, volumen y temperatura

Publicado por Ángeles Méndez

Cuando se modifica la presión de un sistema en equilibrio en el que participan gases, se ven alteradas las presiones parciales y, por lo tanto, también sus concentraciones. Una reducción del volumen del recipiente original, el incremento de las concentraciones ( n/V), las presiones parciales ( P= [n/V]RT) y, por lo tanto, de la presión total. El efecto que produce un aumento de presión (o lo que es lo mismo, una reducción del volumen) sobre el estado de equilibrio:

Energía de hidratación

N2 (g) + 3 H2 ( g) ↔ 2 NH3 (g)

Puede analizarse aplicando el principio de Le Chatelier: el equilibrio debe desplazarse en el sentido de contrarrestar el aumento de la presión. Dado que la presión total es proporcional al número de moléculas presentes en fase gaseosa, para reducir la presión es necesario reducir también el número de moléculas lo cual sólo puede conseguirse si el equilibrio se desplaza hacia la formación de amoniaco gaseoso, ya que, según la estequiometría de la reacción, para que se formen dos moléculas de NH3 (g) es necesario que se consuman 4 moléculas de reactivos (1 de N2 y 3 de H2).

En general, en toda reacción, un incremento de la presión (o un descenso del volumen), induce un cambio del equilibrio en el sentido en el que hay un número más bajo de moles del gas. Por el contrario, una disminución de la presión (o un incremento del volumen) cambia el equilibrio en el sentido en el cual se obtiene un número más alto de moles del gas. No obstante, las variaciones de la presión no influyen en el equilibrio si Δn= 0 pues, en dicha ocasión, la cantidad de moles en estado gas a los dos lados de la reacción es igual.

Sin embargo, en las reacciones químicas en las cuales, participan de manera exclusiva sólidos y líquidos, las variaciones de la presión prácticamente no alteran el estado de equilibrio, ya que los sólidos y los líquidos son, por lo general, incomprensibles.

El equilibrio de un sistema de tipo químico puede alterarse también debido a cambios de temperatura. Esto es debido a que el valor de la constante de equilibrio se encuentra dependiente de la temperatura. Si en un sistema de tipo químico que se encuentra en equilibrio se cambia la temperatura, se cambiará el valor de la constante K y así, el sistema dejará atrás el equilibrio, provocándose una reacción neta con el objetivo de llegar a un nuevo estado de equilibrio.

Para saber en qué dirección se desplaza el equilibrio sólo es necesario saber si la reacción objeto de estudio es de tipo exotérmica (ΔH< 0 ) o endotérmica (ΔH>0). Se comprueba experimentalmente que las reacciones que liberan energía, es decir, exotérmicas, la constante de equilibrio se hace menor al verse elevada la temperatura en cambio, en las reacciones que absorben energía (endotérmicas) la constante del equilibrio crece al aumentar la temperatura.

En un sistema químico en equilibrio a una temperatura T1 se cumple que Q= K1 (siendo K1 el valor de la constante de equilibrio a la temperatura T1). Si se incrementa la temperatura hasta T2 (temperatura a la que la constante de equilibrio es K2), el sistema abandona la condición de equilibrio, ya que Q ≠ K2 y, por tanto, se produciría una reacción neta con el objetivo de que el sistema alcance un nuevo estado de equilibrio en el que debe cumplirse que Q= K2.

Si la reacción es endotérmica, un aumento de la temperatura produce un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de los productos ya que K aumenta con la temperatura. Por el contrario, si la reacción es exotérmica, un aumento de la temperatura produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido inverso, al disminuir K con la temperatura.

En el caso de que no se disponga de información relativa a los valores numéricos que tienen las constantes de equilibrio, también es posible preeverlas cualitativamente aplicando el principio de Le Chatelier. Por ejemplo, la reacción de descomposición del PCl5 (g) en Cl2 (g) y PCl3 (g) es una reacción endotérmica (ΔH = 92,37 kJ/mol):

92,37 kJ + PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)

Un incremento de la temperatura provocaría la descomposición del PCl5 (g), pues en en esa dirección la reacción gasta el calor suministrado y,por lo tanto, se tiende a arreglar el efecto del aumento de la temperatura. Por otra parte, una disminución de la temperatura provocará la formación de PCl5 (g) pues, en esa dirección, la reacción produce calor que choca con el efecto de la temperatura. El procedimiento para una reacción exotérmica es prácticamente idéntico.

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