Equilibrio químico: constante de equilibrio y principio de Le Châtelier

Muchas reacciones no se completan: los productos vuelven a reaccionar entre sí y regeneran los reactivos. Son reacciones reversibles, y se escriben con una doble flecha:

$$\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}$$

¿Qué es el equilibrio químico?

Al inicio de una reacción reversible solo hay reactivos y la reacción directa es rápida. Conforme se forman productos, la reacción inversa se acelera y la directa se hace más lenta. Llega un momento en que las dos ocurren a la misma velocidad: las concentraciones dejan de cambiar. Ese estado es el equilibrio químico.

Es un equilibrio dinámico: las reacciones no se detienen, siguen ocurriendo en ambos sentidos, pero a la misma velocidad, así que no se notan cambios.

• reactivos
• productos

Observa que en el equilibrio las concentraciones son constantes, pero no necesariamente iguales.

Constante de equilibrio

Para una reacción general en equilibrio

$$a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$$

la constante de equilibrio es el producto de las concentraciones molares de los productos dividido entre el producto de las concentraciones de los reactivos, cada una elevada a su coeficiente:

$$K_{eq} = \frac{[\text{C}]^c\,[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a\,[\text{B}]^b}$$

Para la síntesis del amoniaco:

$$K_{eq} = \frac{[\ce{NH3}]^2}{[\ce{N2}]\,[\ce{H2}]^3}$$

• Su valor solo depende de la temperatura.
• En la expresión no se incluyen sólidos ni líquidos puros (su concentración no cambia), solo gases y sustancias disueltas. Por ejemplo, para $\ce{CaCO3(s) <=> CaO(s) + CO2(g)}$, $K_{eq} = [\ce{CO2}]$.

Qué indica el valor de K

Ejemplo 1: en el equilibrio $\ce{H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)}$ se miden $[\ce{H2}] = 0.1$ M, $[\ce{I2}] = 0.1$ M y $[\ce{HI}] = 0.7$ M. Calcula $K_{eq}$.

$$K_{eq} = \frac{[\ce{HI}]^2}{[\ce{H2}][\ce{I2}]} = \frac{(0.7)^2}{(0.1)(0.1)} = \frac{0.49}{0.01} = 49$$

Como es mayor que 1, en el equilibrio predomina el producto.

Ejemplo 2: en el equilibrio del amoniaco a cierta temperatura, $[\ce{N2}] = 0.5$ M, $[\ce{H2}] = 1.0$ M y $[\ce{NH3}] = 0.3$ M.

$$K_{eq} = \frac{(0.3)^2}{(0.5)(1.0)^3} = \frac{0.09}{0.5} = 0.18$$

Principio de Le Châtelier

Si un sistema en equilibrio se somete a un cambio externo, el equilibrio se desplaza en la dirección que contrarresta ese cambio.

Henri Le Châtelier lo enunció en 1884. Veamos cómo se aplica a la síntesis del amoniaco, que es exotérmica:

$$\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)} \qquad \Delta H = -92 \text{ kJ}$$

Cambio en la concentración

• Si se agrega un reactivo, el equilibrio se desplaza hacia los productos para consumirlo.
• Si se retira un producto, el equilibrio se desplaza hacia los productos para reponerlo.
• Si se agrega un producto, se desplaza hacia los reactivos.

En la industria se retira el amoniaco conforme se forma, para que la reacción siga produciéndolo.

Cambio en la temperatura

El calor se trata como si fuera un reactivo o un producto:

• Al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido endotérmico (el que absorbe calor).
• Al disminuir la temperatura, se desplaza en el sentido exotérmico.

Como la síntesis del amoniaco es exotérmica, al calentar se forma menos amoniaco. La temperatura es el único factor que además cambia el valor de K.

Cambio en la presión (solo gases)

• Al aumentar la presión (o reducir el volumen), el equilibrio se desplaza hacia el lado con menos moles de gas.
• Al disminuir la presión, se desplaza hacia el lado con más moles de gas.

En la síntesis del amoniaco hay 4 moles de gas a la izquierda ($1 + 3$) y 2 a la derecha: una presión alta favorece la formación de amoniaco. Si ambos lados tienen los mismos moles de gas, como en $\ce{H2 + I2 <=> 2HI}$, la presión no afecta el equilibrio.

Catalizadores

Un catalizador acelera por igual la reacción directa y la inversa: el equilibrio se alcanza más rápido, pero no se desplaza ni cambia el valor de K.

Resumen para N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ (exotérmica)

El proceso Haber-Bosch, con el que se fabrica el amoniaco para los fertilizantes, usa presiones altas, una temperatura moderada (unos 450 °C, para que la reacción no sea demasiado lenta) y un catalizador de hierro.

Comprueba lo aprendido

1. Escribe la constante de equilibrio de 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g).Ver respuestaOcultar respuesta

$K_{eq} = \dfrac{[\ce{SO3}]^2}{[\ce{SO2}]^2[\ce{O2}]}$

2. ¿Cuál de estos factores no desplaza el equilibrio: presión, temperatura, concentración o catalizador?Ver respuestaOcultar respuesta

El catalizador: solo acelera la llegada al equilibrio.

3. En H₂ + I₂ ⇌ 2HI con ΔH positiva, ¿cómo se favorece la formación de HI?Ver respuestaOcultar respuesta

Aumentando la temperatura, porque la reacción directa es endotérmica. La presión no influye (2 moles de gas en cada lado).

Practica con los ejercicios resueltos de esta unidad:

Ejercicios de termoquímica, equilibrio y cinética

Referencias

• Chang, R. y Goldsby, K. A. (2017). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.
• Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J. y Woodward, P. M. (2014). Química, la ciencia central (12.ª ed.). Pearson Educación.
• Colegio Nacional de Matemáticas. Guía práctica para el examen de ingreso a la universidad. Pearson Educación (temario de referencia).

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