Equilibrio Químico: Definición, ecuaciones y ejemplos

¿Qué es un equilibrio químico?

El equilibrio químico es un concepto fundamental en química que describe un estado de equilibrio en una reacción química, donde las reacciones directa e inversa ocurren al mismo ritmo.

Una reacción química reversible es una reacción en la que los reactivos se transforman en productos (reacción directa), mientras que los productos pueden volver a convertirse en reactivos (reacción inversa).

Después de algún tiempo desde el inicio de la reacción química reversible, la velocidad de las reacciones directa e inversa puede llegar a ser igual. En ese punto, la reacción alcanza el equilibrio químico y las concentraciones de reactivos y productos ya no cambian.

El equilibrio químico a menudo se denomina equilibrio dinámico porque, aunque las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes, las moléculas individuales todavía están en movimiento. Continúan chocando e interactuando, pero las concentraciones generales no cambian.

Como concepto fundamental que permite predecir los resultados de las reacciones, el equilibrio químico tiene una amplia gama de aplicaciones que abarcan diversas ramas de la química, incluida la química básica e industrial, la farmacéutica, la bioquímica y otras.

Comprender el equilibrio químico y las concentraciones

El equilibrio químico depende de las concentraciones constantes tanto de reactivos como de productos. La concentración de equilibrio se refiere a la cantidad fija de reactivos y productos presentes en el punto de equilibrio químico.

Inicialmente, cuando comienza una reacción química reversible, sólo ocurre una reacción directa; Los reactivos se mueven, chocan y forman productos. Una vez que se forman los productos, comienza la reacción inversa, convirtiendo los productos nuevamente en reactivos. Gradualmente, la velocidad de la reacción directa disminuye mientras que la velocidad de la reacción inversa aumenta. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se vuelven iguales, lo que da como resultado concentraciones constantes de ambos reactivos a lo largo del tiempo. Las cantidades de reactivos y productos no tienen por qué ser iguales. Sin embargo, una vez alcanzado el equilibrio, las cantidades de reactivos y productos serán constantes.

Ejemplos de equilibrio químico en química

Los siguientes ejemplos proporcionan información útil sobre el concepto de equilibrio químico.

{eq}H_2+I_2 \rightleftharpoons 2HI {/eq}. En esta reacción, los gases de hidrógeno y yodo reaccionan para formar yoduro de hidrógeno. En el equilibrio químico, las tasas de formación y disociación de HI se vuelven iguales y las concentraciones de todas las sustancias se vuelven constantes pero no necesariamente iguales.

{eq}N_2+H_2 \rightleftharpoons 2NH_3 {/eq}

Esta reacción muestra la producción de amoníaco mediante el proceso Haber. Es otro ejemplo de una reacción reversible que puede alcanzar el equilibrio químico: los gases nitrógeno e hidrógeno reaccionan para formar gas amoníaco. Primero, a medida que avanza la reacción directa, aumenta la concentración de amoníaco. Finalmente, se alcanza un estado de equilibrio en el que las reacciones directa e inversa se equilibran, lo que da como resultado una concentración constante de reactivos y amoníaco.

Tipos de equilibrio químico

Los equilibrios químicos pueden presentarse en dos formas distintas: equilibrio homogéneo y heterogéneo. Estos términos se refieren a la disposición de reactivos y productos en función de sus estados físicos.

En un equilibrio homogéneo, todos los reactivos y productos están en la misma fase. Por ejemplo, una reacción que involucra únicamente gases o sustancias disueltas en un líquido se considera homogénea.

En un equilibrio heterogéneo, los reactivos y los productos coexisten en diferentes fases. Por ejemplo, una reacción que involucra gases y sólidos o gases y líquidos se considera heterogénea.

Ecuaciones de equilibrio químico

Una parte clave de las ecuaciones de equilibrio químico es la constante de equilibrio, {eq}K {/eq}. Es un valor numérico que expresa la relación entre las cantidades de productos y reactivos presentes en equilibrio en una reacción química reversible. {eq}K {/eq} permanece igual a una temperatura particular para una reacción específica.

Si el valor de {eq}K {/eq} es mayor que 1, el equilibrio químico se desplaza hacia la derecha de la reacción, favoreciendo a los productos.

Si el valor de {eq}K {/eq} es inferior a 1, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, favoreciendo a los reactivos.

{eq}K {/eq} se define de manera diferente para equilibrios homogéneos y heterogéneos.

En casos de equilibrio homogéneo, la fórmula {eq}K {/eq} es sencilla porque todas las sustancias están presentes en la misma fase (por ejemplo, como gas o en la misma solución).

Para una reacción genérica de equilibrio homogéneo {eq}aA+bB \rightleftharpoons cC+dD {/eq}, la expresión de equilibrio es

{eq}K =\frac{\left [ C \right ]^{c} \left [ D \right ]^{d}}{\left [ A \right ]^{a} \left [ B \right ] ^{b}} {/eq}, donde {eq}K {/eq} es la constante de equilibrio; {eq}\left [ C \right ] {/eq} y {eq}\left [ D \right ] {/eq} son las concentraciones molares de productos en equilibrio;

{eq}\left [ A \right ] {/eq} y {eq}\left [ B \right ] {/eq} son las concentraciones molares de los reactivos en equilibrio; {eq}c, d, a, {/eq} y {eq}b {/eq} son los coeficientes estequiométricos de la ecuación química balanceada.

En este contexto, para la reacción {eq}H_2+I_2 \rightleftharpoons 2HI {/eq}, donde todas las especies de reacción (reactivos y productos) están presentes en una fase gaseosa, {
eq}K {/eq} = {eq}\ frac{\left [ HI \right ]^{2}}{\left [ H_2 \right ] \left [ I_2 \right ] } {/eq}.

En un equilibrio heterogéneo, los reactivos y los productos se encuentran en diferentes fases. En este caso, la concentración de sólidos puros (sustancias que en su estado sólido están compuestas íntegramente por un solo tipo de molécula o átomo) y de líquidos puros (sustancias que en su estado líquido constan de un solo tipo de molécula o átomo) se mantienen constantes. y no aparecen en la expresión de equilibrio. Por ejemplo, {eq}aA(s)+bB(g) \rightleftharpoons cC(l)+dD(aq) {/eq}, A es un sólido, B es un gas, C es un líquido y D es un solución acuosa. La expresión de equilibrio para esta reacción omitirá el sólido puro (A): {eq}K= \frac{\left [ C \right ]^{c} \left [ D \right ]^{d}}{ \left [ B \right ]^{b}} {/eq}, donde {eq}K {/eq} es la constante de equilibrio; {eq}\left [ C \right ] {/eq} y {eq}\left [ D \right ] {/eq} son las concentraciones molares de productos en la fase líquida y la solución acuosa, respectivamente, en equilibrio;

{eq}\left [ B \right ] {/eq} representa las concentraciones molares de reactivos gaseosos en equilibrio; {eq}c, d, {/eq} y {eq}b {/eq} son los coeficientes estequiométricos de la ecuación química balanceada.

Considere la reacción de disociación del carbonato de calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono: {eq}CaCO_3 (s) \rightleftharpoons CaO (s) + CO_2 (g) {/eq}. El {eq}K {/eq} aquí depende solo del componente gaseoso ({eq}CO_2 {/eq}) porque los reactivos sólidos y líquidos se consideran constantes. Por lo tanto, la constante de equilibrio se puede escribir como: {eq}K = \left [ CO_2 \right ] {/eq}

En resumen, el valor de {eq}K {/eq} ayuda a comprender la dirección en la que tiende a proceder la reacción en el equilibrio. Un valor de {eq}K {/eq} más alto favorece a los productos, mientras que un valor de {eq}K {/eq} más bajo sugiere una preferencia por los reactivos.

Factores que afectan el equilibrio

La flecha de equilibrio, indicada por {eq}\rightleftharpoons {/eq}, sirve como representación visual de una reacción química reversible. Significa que la reacción puede ocurrir tanto en dirección directa como inversa. Al considerar el equilibrio químico, los cambios de concentración, temperatura y presión son factores cruciales. Comprender estos factores y su interacción con la flecha de equilibrio es importante para predecir y manipular reacciones químicas.

• Cambios de concentración: cuando aumenta la concentración del reactivo, el equilibrio cambia para favorecer la formación de productos. Por el contrario, un aumento en la concentración del producto provoca un cambio inverso.
• Cambios de temperatura: las variaciones de temperatura pueden promover la reacción directa o favorecer la inversa, dependiendo de la naturaleza específica de la reacción química bajo consideración.
• Cambios de presión: la presión puede afectar significativamente el equilibrio químico en reacciones que involucran gases. Según el principio de Le Chatelier, un aumento de presión hará que el sistema cambie su equilibrio en la dirección que reduce el número total de moléculas de gas.

Resumen de la lección

El equilibrio químico, un concepto fundamental en química, representa un estado en una reacción química donde las reacciones directa e inversa se desarrollan a velocidades iguales. Este equilibrio dinámico surge en reacciones químicas reversibles, donde los reactivos se transforman en productos y viceversa. Una vez que se alcanza el equilibrio químico, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes. Los principios de equilibrio se aplican al equilibrio homogéneo, donde todos los reactivos y productos comparten la misma fase, y al equilibrio heterogéneo, donde los reactivos y productos existen en diferentes fases. Los cambios de concentración, los ajustes de temperatura y las variaciones de presión influyen en el estado de equilibrio. El equilibrio químico encuentra amplias aplicaciones en la ciencia y la industria.