El Equilibrio Químico

Definición: Ocurre cuando, en una reacción reversible, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. Una vez alcanzado el estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes. Consideremos la ecuación genérica:

donde:

– v₁ es la velocidad de la reacción directa y v₂ la velocidad de la reacción inversa.

A principio v₁ es lo  máximo porque las concentraciones de A y B presentan valores máximos, mientras que v₂ es igual a cero, porque C y D todavía no fueron formados. En la medida que la reacción ocurre, A y B disminuyen,  y C y D aumentan, por lo tanto v₁ disminuye  y v₂aumenta, hasta que las dos velocidades se igualen. En el momento en que v₁ = v₂, podemos decir que el sistema logra el estado de equilibrio.

Logrado el estado de equilibrio, la reacción química sigue ocurriendo (nivel microscópico) en los dos sentidos, con la misma velocidad y, por lo tanto, las concentraciones de reactivos y productos quedan constantes. Por eso, podemos decir que el equilibrio es un equilibrio dinámico.

Al considerarse el sistema como un todo (nivel macroscópico), aparentemente la reacción se detuvo, porque las concentraciones de reactivos y productos permanecen inalterados indefinidamente.

Para que se logre el estado de equilibrio, es necesario que:

– el sistema se encuentre en un recipiente fechado;

– la temperatura permanece constante.

Gráficamente, podemos representar:

Clasificación

Los equilibrios químicos pueden ser clasificados en homogéneos y heterogéneos.

Equilibrio Homogéneo

Es aquél en que todos los participantes se encuentran en una única fase. Por lo tanto, clasificamos el sistema como siendo homogéneo.

H₂(g) + I₂(g) <==> 2HI(g)

HCN(aq) <==> H⁺(aq) + CN^–(aq)

Equilibrio Heterogéneo

Es aquél en que los participantes se encuentran en más de una fase. Por lo tanto, clasificamos el sistema como siendo heterogéneo.

C(s) + O₂(g) <==> CO₂(g)

Grado de Equilibrio (α)

Indica el porcentaje  en moles de una determinada especie que reaccionó para establecer el equilibrio. Podemos representar:

Ejemplo

Consideramos la reacción x → y + z, en que, a principio, encontramos 2,00 moles de x y en equilibrio son encontrados 0,80 moles de x sin reaccionar. Concluimos, entonces, que reaccionó 2,00 – 0,80 = 1,20 moles de x. El grado de equilibrio queda:

Concluyendo, podemos decir que cuanto mayor el valor de α en equilibrio, encontramos menor resto de reactivos en mayor cantidad de productos. Cuanto menor el valor de α en equilibrio, encontramos mucho resto de reactivos y poco producto.

Constante de Equilibrio en Término de las Concentraciones Molares (Kc)

Dada una reacción reversible cualquiera:

Aplicándose la ley de la acción de las masas de Guldberg-Waage, tenemos:

• para la reacción directa:

v₁ = K₁ · [A]^a · [B]^b

• para la reacción inversa:

v₂ = K₂ · [C]^c · [D]^d

En equilibrio: v₁ = v₂

K₁ · [A]^a · [B]^b = K₂ · [C]^c · [D]^d

La relación k1/k2 es constante y se llama constante de equilibrio en términos de concentración molar (K_c):

La constante de equilibrio K_c es, por lo tanto, la razón de las concentraciones de los productos de la reacción y de las concentraciones de los reactivos de reacción, todas elevadas a exponentes que corresponden a los coeficientes de la reacción.

Observaciones

a) La constante de equilibrio K_c varía con la temperatura;

b) Cuanto mayor el valor de K_c , mayor el rendimiento de la reacción, ya que en el numerador tenemos los productos y en el denominador los reactivos. Por lo tanto, comparando valores de K_c en dos temperaturas diferentes, podemos saber en cual de estas la reacción directa presenta mayor rendimiento;

c) El valor numérico de K_c depende de como es escrita la ecuación química.

Por ejemplo:

Por este motivo debemos escribir siempre la ecuación química junto con el valor de K_c.

d) La constante de equilibrio es adimensional, o sea, no posee unidad.

Constante de Equilibrio en Términos de las Presiones Parciales (Kp)

Cuando los componentes del equilibrio son substancias gaseosas, además de la constante K_c, podemos expresar la constante de equilibrio en términos de presiones parciales (K_p).

Así para la reacción:

la constante de equilibrio puede ser:

constante de equilibrio en términos de concentración molar K_c ó

constante de equilibrio en términos de presiones parciales K_p

Por lo tanto, concluimos que K_p es la razón entre el producto de las presiones parciales de los productos gaseosos y el producto de las presiones parciales de los reactivos gaseosos, estando todas las presiones elevadas a exponentes iguales a los respectivos coeficientes, en la ecuación química balanceada.

Por ejemplo:

H_2(g) + I_2(g) <=> 2HI_(g)

Observación

Para equilibrio en sistema heterogéneo, el estado sólido no participa de las expresiones K_p y K_c, el estado líquido participa solamente de K_c, y el estado gaseoso participa de las dos expresiones.