🧪 EQUILIBRIO QUÍMICO

En el estudio de la química, es fundamental comprender que muchas reacciones no se desarrollan completamente hacia un solo sentido. En la mayoría de los casos, los productos formados pueden reaccionar nuevamente para regenerar los reactivos, dando lugar a un proceso reversible. Cuando las velocidades de la reacción directa y la reacción inversa se igualan, el sistema alcanza un estado de equilibrio químico.

Este equilibrio no significa que la reacción se haya detenido, sino que se ha establecido una situación dinámica, en la que las transformaciones químicas continúan ocurriendo en ambos sentidos con la misma rapidez, manteniendo constantes las concentraciones de todas las especies químicas. Por esta razón, se dice que el equilibrio químico es dinámico y no estático.

El estudio del equilibrio químico es esencial para predecir el comportamiento de los sistemas químicos y controlar la formación de productos en condiciones determinadas. En los procesos industriales y biológicos, esta comprensión resulta crucial. Por ejemplo, la producción de amoníaco mediante el proceso Haber-Bosch, la síntesis del ácido sulfúrico en el proceso de contacto, o el equilibrio del dióxido de carbono en la sangre humana, son aplicaciones directas del principio de equilibrio químico.

Para caracterizar cuantitativamente este estado, se define la constante de equilibrio (K), que establece una relación entre las concentraciones o presiones parciales de los productos y reactivos en el equilibrio. Su magnitud permite conocer la extensión de una reacción: si está desplazada hacia los productos o hacia los reactivos. Además, el Principio de Le Châtelier proporciona una herramienta predictiva para anticipar cómo un sistema reacciona ante cambios en sus condiciones (como concentración, presión o temperatura), buscando siempre oponerse a la perturbación y restablecer el equilibrio.

El equilibrio químico, por tanto, constituye uno de los pilares conceptuales de la química moderna, pues une dos grandes áreas de estudio: la termodinámica, que determina la posición del equilibrio, y la cinética química, que explica cómo y a qué velocidad se alcanza. Su comprensión permite diseñar y optimizar reacciones tanto en el laboratorio como en la industria, con el objetivo de obtener el máximo rendimiento posible bajo condiciones controladas.

1. Constante de equilibrio

Cuando una reacción química reversible se lleva a cabo en un sistema cerrado, llega un momento en que las concentraciones de los reactivos y de los productos dejan de variar con el tiempo. En este punto, se dice que el sistema ha alcanzado el equilibrio químico.

El equilibrio químico no implica la detención de la reacción, sino que las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales. Por esta razón se dice que el equilibrio es dinámico.

Para una reacción general:

la constante de equilibrio (K_c) se define como:

donde los corchetes representan las concentraciones molares (mol/L) de las especies en el equilibrio.

En el caso de gases, puede emplearse la constante de equilibrio en términos de presión parcial (Kp):

La relación entre Kp y Kc está dada por la ecuación:

donde Δn = (c + d) - (a + b) corresponde a la diferencia en el número de moles gaseosos, R es la constante de los gases (0.0821 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹) y T la temperatura absoluta (K).

La magnitud de K indica la extensión de la reacción:

• Si K >> 1, el equilibrio está desplazado hacia los productos.
• Si K << 1, el equilibrio favorece a los reactivos.
• Si K ≈ 1, ambos coexisten en cantidades comparables.

Ejemplo:

Considere la reacción:

A 448 °C, se determinan las siguientes concentraciones en el equilibrio:
[H₂] = 0.20 M, [I₂] = 0.10 M y [HI] = 1.0 M.

Calcule Kc.

Solución:

Interpretación: El valor de Kc = 50 indica que, a esta temperatura, la reacción favorece ampliamente la formación de HI.

 

2. Equilibrios homogéneos y heterogéneos

El tipo de equilibrio depende del número de fases presentes en el sistema.

a) Equilibrio homogéneo

Se denomina así cuando todas las sustancias involucradas están en la misma fase (gas, líquido o solución).

Este tipo de equilibrio se rige directamente por las concentraciones molares o presiones parciales.

Ejemplo:

Ambas especies están en fase gaseosa. El equilibrio es homogéneo.

Ejercicio:

En un recipiente de 1 L, a 298 K, se establece el equilibrio anterior con [N₂O₄] = 0.20 M y [NO₂] = 0.40 M. Calcule Kc.

Interpretación: Un valor de Kc menor que 1 indica que el equilibrio favorece ligeramente la forma dimerizada N₂O₄ (reactivo).

 

b) Equilibrio heterogéneo

Se presenta cuando los reactivos y productos no están todos en la misma fase. En estos casos, las concentraciones de sólidos y líquidos puros no se incluyen en la expresión de K, ya que su densidad y, por tanto, su concentración, permanecen constantes.

Ejemplo:

La expresión del equilibrio es:

Ejercicio:
Si la presión parcial de CO₂ en equilibrio es 0.25 atm, entonces:

Interpretación: El valor de Kp indica una baja tendencia del carbonato de calcio a descomponerse.

 

3. Relación entre cinética química y equilibrio químico

La cinética química estudia la velocidad con la que ocurren las reacciones y los mecanismos que las gobiernan. El equilibrio químico, en cambio, se alcanza cuando las velocidades de la reacción directa e inversa se igualan.

Durante el transcurso de una reacción reversible:

• Al inicio, solo ocurre la reacción directa.
• A medida que se forman los productos, comienza la reacción inversa.
• Finalmente, ambas velocidades se igualan y se alcanza el equilibrio.

En este punto:

y las concentraciones permanecen constantes.

Ejercicio:
En el equilibrio:

Si se duplica la concentración de A, ¿qué ocurre?

Respuesta:
Aumenta la velocidad de la reacción directa, desplazando temporalmente el equilibrio hacia la formación de C y D, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

 

4. Factores que afectan el equilibrio químico

Cualquier modificación en las condiciones del sistema puede alterar el equilibrio. Los principales factores son:

1. Concentración de reactivos o productos.
2. Presión o volumen (en sistemas gaseosos).
3. Temperatura.
4. Presencia de un catalizador.

Estos cambios se interpretan mediante el Principio de Le Châtelier, que describe la respuesta compensatoria del sistema.

Ejemplo:

• Si se agrega más SO₂ → el equilibrio se desplaza hacia la derecha (se forma más SO₃).
• Si se aumenta la temperatura → se desplaza hacia la izquierda, ya que la reacción es exotérmica.
• Si se disminuye el volumen → se favorece la derecha, por tener menos moles gaseosos.

 

5. Principio de Le Châtelier

Formulado en 1884 por Henri Le Châtelier, establece:

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en concentración, presión, volumen o temperatura, el sistema se ajusta para contrarrestar parcialmente el efecto de la perturbación y restablecer el equilibrio.”

En esencia, el sistema “se defiende” de los cambios externos, desplazando la reacción en el sentido que reduzca el efecto del cambio impuesto.

Ejercicio:
Para la reacción:

Prediga los efectos:

• Aumento de temperatura → el equilibrio se desplaza a la izquierda (favorece la endotermicidad).
• Disminución de volumen → el equilibrio se desplaza a la derecha, por tener menos moles gaseosos.
• Adición de N₂ → se favorece la formación de NH₃.

 

6. Cambios de concentración, volumen, presión, temperatura y presencia de un catalizador

a) Cambio de concentración

El sistema ajusta el equilibrio para consumir el exceso o reponer la deficiencia.
Ejemplo:

• Aumentar [H₂] → equilibrio hacia la derecha.
• Aumentar [HI] → equilibrio hacia la izquierda.

Ejercicio:
Si [H₂] = 0.2 M, [I₂] = 0.3 M y [HI] = 0.8 M, ¿qué ocurre al agregar más I₂?

Respuesta:
El equilibrio se desplazará hacia la derecha para producir más HI y reducir la concentración adicional de I₂.

 

b) Cambio de volumen o presión

Solo afecta a los gases.

• Menor volumen (mayor presión): favorece el lado con menos moles gaseosos.
• Mayor volumen (menor presión): favorece el lado con más moles gaseosos.

Ejercicio:
En la reacción:

Reducir el volumen → el equilibrio se desplaza a la derecha, porque hay menos moles gaseosos (2 → 1).

 

c) Cambio de temperatura

Depende del signo de ΔH:

• Reacción exotérmica: aumentar T → equilibrio a la izquierda.
• Reacción endotérmica: aumentar T → equilibrio a la derecha.

Ejemplo:

Aumentar la temperatura → favorece la derecha (formación de NO₂).

 

d) Presencia de un catalizador

El catalizador no modifica el valor de K ni la posición del equilibrio, solo acelera la llegada al equilibrio reduciendo la energía de activación de ambas reacciones (directa e inversa).

Ejemplo:
En el proceso de Haber-Bosch para producir amoníaco, el catalizador de hierro (Fe) permite alcanzar el equilibrio más rápido sin alterar el valor de Kp.