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13.2: Equilibrios químicos

Última actualización

30 oct 2020
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- 13.1: Preludio al equilibrio químico
- 13.3: Equilibrium Constants

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habilidades para desarrollar

Describir la naturaleza de los sistemas del equilibrio.
Explicar la naturaleza dinámica de un equilibrio químico.

Una reacción química generalmente se escribe de una manera que sugiere que procede en una dirección, la dirección en la que leemos, pero todas las reacciones químicas son reversibles, y tanto la reacción directa como la inversa ocurren en un grado u otro dependiendo de las condiciones. En un equilibrio químico, las reacciones directas e inversas ocurren a velocidades iguales, y las concentraciones de productos y reactivos permanecen constantes. Si ejecutamos una reacción en un sistema cerrado para que los productos no puedan escapar, a veces encontramos que la reacción no da un rendimiento del 100% de los productos. En cambio, quedan algunos reactivos después de que las concentraciones dejan de cambiar. En este punto, cuando no hay más cambios en las concentraciones de los reactivos y los productos, decimos que la reacción está en equilibrio. Una mezcla de reactivos y productos se encuentra en equilibrio.

Por ejemplo, cuando colocamos una muestra de tetróxido de dinitrógeno ( $N_2O_4$ , un gas incoloro) en un tubo de vidrio, forma el dióxido de nitrógeno ( $\ce{NO2}$ , un gas marrón) por la reacción

$\ce{ N2O4(g) \rightleftharpoons 2NO2(g)} \label{13.2.1}$

El color se vuelve más oscuro cuando $\ce{N2O4}$ se convierte en $\ce{NO2}$ . Cuando el sistema alcanza el equilibrio, tanto $\ce{N2O4}$ como $\ce{NO2}$ están presentes (Figura $\PageIndex{1}$ ).

Figura $\PageIndex{1}$ : Una mezcla de $\ce{NO2}$ y $\ce{N2O4}$ se mueve hacia el equilibrio. El $\ce{N2O4}$ incoloro reacciona para formar el $\ce{NO2}$ de color marrón. A medida que la reacción avanza hacia el equilibrio, el color de la mezcla se oscurece debido a la concentración creciente de $\ce{NO2}$ .

Una mezcla de $\ce{NO2}$ y $\ce{N2O4}$ se mueve hacia el equilibrio. El $\ce{N2O4}$ incoloro reacciona para formar el $\ce{NO2}$ de color marrón. A medida que la reacción avanza hacia el equilibrio, el color de la mezcla se oscurece debido a la concentración creciente de $\ce{NO2}$ .La formación de $\ce{NO2}$ a partir de $\ce{N2O4}$ es una reacción reversible, que se identifica por la flecha de equilibrio ( $\rightleftharpoons$ ). Todas las reacciones son reversibles, pero muchas reacciones, a todos los efectos prácticos, proceden en una dirección hasta que los reactivos se acaben y solo se revertirán bajo ciertas condiciones. Tales reacciones a veces se representan con una flecha unidireccional desde los reactivos hasta los productos. Muchas otras reacciones, como la formación del $\ce \{NO2}$ a partir del $\ce{N2O4}$ , son reversibles en condiciones más fáciles de obtener y, por lo tanto, se nombran como tales. En una reacción reversible, los reactivos pueden combinarse para formar productos y los productos pueden reaccionar para formar los reactivos. Por lo tanto, no solo $\ce{N2O4}$ puede descomponerse para formar $\ce{NO2}$ , sino que el $\ce{NO2}$ producido puede reaccionar para formar $\ce{N2O4}$ . Tan pronto como la reacción directa produce $\ce{NO2}$ , comienza la reacción inversa y $\ce{NO2}$ comienza a reaccionar para formar $\ce{N2O4}$ . En equilibrio, las concentraciones de $\ce{N2O4}$ y $\ce{NO2}$ ya no cambian porque la tasa de formación de $\ce{NO2}$ es exactamente igual a la tasa de consumo de $\ce{NO2}$ , y la tasa de formación de $\ce{N2O4}$ es exactamente igual a la tasa de consumo de $\ce{N2O4}$ . El equilibrio químico es un proceso dinámico: al igual que con los nadadores y las personas que toman el sol en la playa, los números de cada uno permanecen constantes, pero hay un flujo de ida y vuelta entre ellos (Figura $\PageIndex{2}$ ).

Two people are shown throwing juggling pins back and forth to one another. — Figura $\PageIndex{2}$ : Estos malabaristas nos dan una ilustración del equilibrio dinámico. Cada uno lanza palos al otro al mismo ritmo en el cual recibe los palos de esa persona. Debido a que los palos se lanzan continuamente en ambas direcciones, el número de palos que se mueven en cada dirección es constante, y el número de palos que cada malabarista tiene en un momento dado permanece (aproximadamente) constante.

En un equilibrio químico, las reacciones directas e inversas no se detienen, sino que continúan ocurriendo a la misma velocidad, lo que causa constante concentraciones de los reactivos y los productos. Los gráficos que muestran cómo cambian las velocidades de reacción y las concentraciones con respecto al tiempo se muestran en la Figura $\PageIndex{1}$ .

Podemos detectar un estado de equilibrio porque las concentraciones de los reactivos y los productos no parecen cambiar. Sin embargo, es importante que verifiquemos que la ausencia de un cambio se deba al equilibrio y no a una velocidad de reacción que sea tan lenta que los cambios en la concentración sean difíciles de detectar.

Usamos una flecha doble cuando escribimos una ecuación para una reacción reversible. Tal reacción puede estar o no estar en equilibrio. Por ejemplo, la Figura $\PageIndex{1}$ muestra la reacción:

$\ce{N2O4(g) \rightleftharpoons 2NO2(g)} \label{13.2.2}$

Cuando queremos hablar sobre un componente particular de una reacción reversible, usamos una sola flecha. Por ejemplo, en el equilibrio que se muestra en la Figura $\PageIndex{1}$ , la velocidad de la reacción directa

$\ce{2NO2(g) \rightarrow N2O4(g)} \label{13.2.3}$

es igual a la velocidad de la reacción al revés

$\ce{N2O4(g) \rightarrow 2NO2(g)} \label{13.2.4}$

El equilibrio y los refrescos

La conexión entre la química y los refrescos se remonta a 1767, cuando Joseph Priestley (1733–1804, conocido principalmente por su papel en el descubrimiento e identificación del oxígeno) descubrió un método para infundir el agua con el dióxido de carbono para producir el agua carbonatada. En 1772, Priestly publicó un artículo titulado "Impregnando el agua con el aire fijo". El documento describe el goteo del aceite de vitriolo (hoy se conoce como el ácido sulfúrico, pero qué gran manera de describir el ácido sulfúrico: "aceite de vitriolo" significa literalmente "un líquido de mal olor") en la tiza (carbonato de calcio). El $CO_2$ resultante cae en el recipiente de agua debajo del recipiente en el que tiene lugar la reacción inicial; la agitación ayuda a que el \gaseoso(CO_{2}) se mezcle con el agua líquida.

$\ce{H2SO4(l) + CaCO3(s) \rightarrow CO2(g) + H2O (l) + CaSO4 (aq)} \label{13.2.5}$

El dióxido de carbono es un poco soluble en el agua. Hay una reacción de equilibrio que ocurre cuando el dióxido de carbono reacciona con el agua para formar el ácido carbónico ( $H_2CO_3$ ). El ácido carbónico es un ácido débil, se puede disociar en los protones ( $H^+$ ) e iones de carbonato de hidrógeno ( $HCO_3^-$ ).

$\ce{ CO2 (aq) + H2O(l) \rightleftharpoons H2CO3 (aq) \rightleftharpoons HCO3^{-} (aq) + H^{+} (aq)} \label{13.2.6}$

Hoy, $\ce{CO_2}$ se puede presurizar en los refrescos, estableciendo el equilibrio que se muestra arriba. Sin embargo, una vez que abra el contenedor de la bebida, se produce una cascada de cambios de equilibrio. Primero, el gas $\ce{CO_2}$ en el espacio de aire en la parte superior de la botella se escapa, causando el equilibrio entre la fase gaseosa $\ce{CO_2}$ y la disuelta o acuosa $\ce{CO_2 }$ para cambiar, disminuyendo la concentración de $\ce{CO_2}$ en el refresco. Menos $\ce{CO_2}$ disuelto en el líquido conduce a la descomposición del ácido carbónico en $\ce{CO_2}$ y H2O disueltos. La concentración baja del ácido carbónico causa un cambio en el equilibrio final. Mientras que el refresco esté en un recipiente abierto, el $\ce{CO_2}$ brota de la bebida, liberando el gas al aire (Figura $\PageIndex{3}$ ). Sin la tapa de la botella, las reacciones $\ce{CO_2}$ ya no están en equilibrio y continuarán hasta que no queden más reactivos. Esto da como resultado un refresco con una concentración mucho más baja de $\ce{CO_2}$ , a veces llamado un "refresco plano".

A bottle of soda sitting on the ground is shown with a large amount of fizz-filled liquid spewing out of the top. — Figura $\PageIndex{3}$ : Cuando se abre un refresco, ocurren varios cambios de equilibrio. (crédito: modificación del trabajo de "D Coetzee" / Flickr)

SUBLIMACIÓN DEL BROMINO

Consideremos la evaporación del bromo como un segundo ejemplo de un sistema en equilibrio.

$\ce{Br2(l) \rightleftharpoons Br2(g)} \label{13.2.7}$

Se puede establecer un equilibrio para un cambio físico, como esta transición de líquido a gas, así como para una reacción química. La Figura $\PageIndex{4}$ muestra una muestra de bromo líquido en equilibrio con vapor de bromo en un recipiente cerrado. Cuando vertimos el bromo líquido en una botella vacía en la que no hay vapor de bromo, se evapora algo de líquido, disminuye la cantidad de líquido y aumenta la cantidad de vapor. Si tapamos la botella para que no salga el vapor, la cantidad de líquido y vapor eventualmente dejará de cambiar y se establecerá un equilibrio entre el líquido y el vapor. Si la botella no estuviera tapada, el vapor de bromo se escaparía y no se alcanzaría el equilibrio.

A glass container is shown that is filled with an orange-brown gas and a small amount of dark orange liquid. — Figura $\PageIndex{4}$ : Se representa un equilibrio entre el bromo líquido, Br2 (l), el líquido oscuro y el vapor de bromo, Br2 (g), el gas naranja. Debido a que el recipiente está sellado, el vapor de bromo no puede escapar y se mantiene el equilibrio. (crédito: http://images-of-elements.com/bromine.php).

Resumen

Una reacción está en equilibrio cuando las cantidades de los reactivos o productos ya no cambian. El equilibrio químico es un proceso dinámico, lo que significa que la velocidad de formación de productos por la reacción directa es igual a la velocidad a la que los productos vuelven a formar reactivos por la reacción inversa.

Glosario

equilibrio: en reacciones químicas, el estado en el cual la conversión de los reactivos en los productos y la conversión de productos nuevamente en reactivos ocurren simultáneamente a la misma velocidad; estado de equilibrio

: reacción química que puede proceder tanto en dirección hacia adelante como hacia atrás en condiciones dadas

Contribuyentes

Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110)."
Ana Martinez (amartinez02@saintmarys.edu) contribuyó a la traducción de este texto.

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