Equilibrio Químico Heterogéneo y Principio de Le Chatelier

Equilibrio Heterogéneo

Un equilibrio heterogéneo se presenta en aquellas reacciones químicas donde los reactivos y productos se encuentran en más de una fase (sólido, líquido, gas o disolución).

Reglas Clave para el Cálculo de la Constante de Equilibrio (K)

• Fases a considerar: En la expresión de la constante de equilibrio (K), no se consideran los sólidos puros ni los líquidos puros. Sin embargo, los gases y las soluciones acuosas sí se incluyen.
• Cálculos termodinámicos: Para calcular la variación de energía libre de Gibbs (ΔG_rxn), entalpía (ΔH_rxn) y entropía (ΔS_rxn), se deben considerar todos los compuestos en todas las fases.
• Fracción molar: La suma de las fracciones molares de los componentes es igual a la unidad:
  XA + XB = 1
• Sumatoria de coeficientes estequiométricos (∑ν_i): Solo se consideran los compuestos en fase gaseosa para realizar la sumatoria de los coeficientes gaseosos.
• Estado de Equilibrio (E): El estado de equilibrio es equivalente tanto en el cálculo de K_p como de K_c.
• Presión Total (P_T): En el cálculo de la presión total del sistema, tampoco se toma en cuenta la contribución de los sólidos.
• Relación con la Energía Libre: Es posible obtener la constante de equilibrio (K) a una temperatura estándar de 25 °C utilizando la fórmula de la energía libre de Gibbs de reacción:
  ΔG°rxn = -R · T · ln(K)

Alteración del Equilibrio y Cociente de Reacción (Q)

Al añadir cualquier sustancia o modificar las condiciones después de que el sistema ha alcanzado el equilibrio, este se rompe. Esto obliga a calcular el cociente de reacción (Q) para determinar el nuevo sentido en el que procederá la reacción, evaluar si es necesario invertir la constante de equilibrio (K^-1) y calcular los nuevos valores de presiones parciales y concentraciones.

Cálculo de Presiones Parciales a partir de la Presión Total

Se pueden obtener las presiones parciales a partir de una presión total (P_T) mediante relaciones estequiométricas si se cumple la siguiente condición:

Identificar qué compuestos ejercen la presión en el equilibrio.

Ejemplo práctico:

Dada la reacción reversible:

A (s) ⇌ 2B (g) + C (g)

• Presión Total (P_T) en el equilibrio = n (moles totales de gas)
• Presión parcial de B: 2B = 2x
• Presión parcial de C: C = x
• Presión Total del sistema: Total = 3x
• Despejando la variable de avance: PT = 3x → x = PT / 3

Equilibrio Múltiple

Cuando una reacción química global es el resultado de la combinación de varias etapas o reacciones individuales, sus constantes de equilibrio se relacionan de la siguiente manera:

• Si la reacción se mantiene igual: Rxn → K
• Si la reacción se multiplica por un factor de 2: 2Rxn → K2
• Si la reacción se multiplica por un factor de 1/2: 1/2Rxn → √K
• Combinación de reacciones:
  Si Rxn1 → K1 y Rxn2 → K2, entonces para la resta de reacciones:
  Rxn1 - Rxn2 = Rxn3 → K3 = K1 · K2
• Nota de cálculo: Para realizar la resta de reacciones, las variables o compuestos a restar deben estar ubicados en lados opuestos de las ecuaciones químicas.

Principio de Le Chatelier

El Principio de Le Chatelier establece que si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se desplazará en el sentido que minimice o contrarreste dicha perturbación.

1. Efecto del Cambio de Concentración

• Aumento de reactivos: Δ(reactivos) > 0 → El equilibrio se desplaza hacia la derecha (formación de productos).
• Disminución de reactivos: Δ(reactivos) < 0 ← El equilibrio se desplaza hacia la izquierda (formación de reactivos).
• Aumento de productos: Δ(productos) > 0 ← El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
• Disminución de productos: Δ(productos) < 0 → El equilibrio se desplaza hacia la derecha.

2. Efecto de la Temperatura

El sentido del desplazamiento depende de si la reacción es endotérmica o exotérmica:

• Reacción Exotérmica (ΔH < 0):
  • Aumento de temperatura (ΔT > 0): El equilibrio se desplaza hacia la izquierda (←).
  • Disminución de temperatura (ΔT < 0): El equilibrio se desplaza hacia la derecha (→).
• Reacción Endotérmica (ΔH > 0):
  • Aumento de temperatura (ΔT > 0): El equilibrio se desplaza hacia la derecha (→).
  • Disminución de temperatura (ΔT < 0): El equilibrio se desplaza hacia la izquierda (←).

3. Efecto de la Presión y el Volumen

• Aumento de Presión: El sistema se desplaza hacia el lado que contenga el menor número de moles de gas.
• Disminución de Presión: El sistema se desplaza hacia el lado que contenga el mayor número de moles de gas.
• Disminución del Volumen a la mitad (1/2): Las concentraciones de las especies gaseosas se duplican y la presión total también se duplica.
• Aumento del Volumen al doble (2x): Las concentraciones se reducen a la mitad (1/2) y la presión disminuye en la misma proporción (1/2).

4. Relación entre la Constante de Equilibrio (K_c) y el Cociente de Reacción (Q_c)

• K_c > Q_c → La reacción se desplaza hacia la derecha (formación de productos).
• Q_c > K_c ← La reacción se desplaza hacia la izquierda (formación de reactivos). En este caso, se debe invertir la constante original (K-1).
• K_c = Q_c: El sistema se encuentra en estado de Equilibrio.

Consideraciones Adicionales

• Se pueden elaborar tablas de variación de especies (tablas ICE: Inicial, Cambio, Equilibrio) utilizando tanto presiones parciales como concentraciones molares para determinar el estado de equilibrio (E).
• Solución Ideal: En una solución ideal, el coeficiente de actividad (gamma, γ) es igual a 1.