Fundamentos del Equilibrio Químico y Principio de Le Châtelier

Conceptos Fundamentales del Equilibrio Químico

El equilibrio químico se alcanza cuando una reacción reversible se encuentra en un estado dinámico, debido a que ocurren simultáneamente dos reacciones opuestas (directa e inversa) a la misma velocidad. Es cuando las concentraciones netas de reactivos y productos, y la rapidez de las reacciones, se encuentran en un estado invariable y constante.

Rapidez de Reacción

La rapidez de reacción se define como el tiempo que tarda una sustancia (reactivo) en consumirse o el tiempo que tarda una sustancia (producto) en formarse.

Equilibrio Homogéneo

El equilibrio homogéneo es aquel en el que todos los componentes del sistema se encuentran en una misma fase (líquida, sólida o gaseosa).

Reacciones Reversibles

Las reacciones reversibles son aquellas en las que, al cabo de cierto tiempo, se observa que los productos empiezan a transformarse en reactivos, y viceversa, hasta alcanzar el equilibrio.

Principio de Le Châtelier

"Cuando en un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que lo afectan, se afecta la velocidad de la reacción y el punto de equilibrio se desplaza en la dirección que tiende a contrarrestar el efecto primario de dicha alteración."

Ley del Equilibrio Químico

"La Kc para una reacción es igual al cociente de dividir el producto de las concentraciones en equilibrio de los productos elevado al coeficiente que tienen en la ecuación balanceada y el producto de las concentraciones en equilibrio de los reactivos elevados al coeficiente que tienen en la ecuación."

Factores que Afectan el Equilibrio Químico

Concentración

Si varía la concentración de un sistema que en principio esté en equilibrio químico, en ese sistema variarán también las concentraciones de sus componentes de manera que se contrarreste la primera variación.

Ejemplo: Si aumenta la concentración de yoduro de hidrógeno en la reacción representada así: H₂ + I₂ ⇌ 2 HI (Ocurrirá que habrá más yoduro de hidrógeno que se transforme en moléculas de hidrógeno y de yodo que lo contrario, y, según esa representación, diremos que esa reacción se desplazará a la izquierda).

Temperatura

Si aumenta la temperatura en un sistema que en principio esté en equilibrio, ese sistema se reorganizará de manera que se absorba el exceso de calor.

1. Reacciones Exotérmicas

   Una reacción es exotérmica cuando libera calor.

   Ejemplo: aA + bB ⇌ cC + dD + Calor (En este caso se puede apreciar que si aumenta la temperatura habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos (←); y, si disminuye la temperatura, habrá un desplazamiento hacia los productos (→)).

2. Reacciones Endotérmicas

   Una reacción es endotérmica cuando absorbe calor.

   Ejemplo: aA + bB + Calor ⇌ cC + dD (En este otro caso, se aprecia que la disminución de temperatura afecta a los reactivos, de manera que se produce un desplazamiento del equilibrio hacia éstos (←). En cambio, si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia los productos (→)).

Presión

Si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará de forma que disminuya el volumen lo máximo posible, es decir, en el sentido que alivie la presión.

Ejemplo:

N₂O_4(g) ⇌ 2NO_2(g)

1 volumen de gas                      2 volúmenes de gas

Al existir dos volúmenes de gas del lado de los productos (2 moles de NO₂) frente a un volumen de gas del lado de los reactivos (1 mol de N₂O₄), un aumento de la presión favorece un mayor número de colisiones entre moléculas en el lado de los productos, por lo que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, buscando el lado con menor número de moles gaseosos para aliviar la presión.