10.1: El concepto de reacciones de equilibrio

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El tetroxide de dinitrógeno puro (\(\ce{N2O4}\)) es un gas incoloro que se usa ampliamente como combustible para cohetes. Aunque\(\ce{N2O4}\) es incoloro, cuando un recipiente se llena de puro\(\ce{N2O4}\), el gas rápidamente comienza a volverse marrón oscuro. Está ocurriendo claramente una reacción química, y de hecho, el análisis químico nos dice que el gas en el contenedor ya no es puro\(\ce{N2O4}\), sino que se ha convertido en una mezcla de tetroóxido de dinitrógeno y dióxido de nitrógeno;\(\ce{N2O4}\) está experimentando una reacción de descomposición para formarse\(\ce{NO2}\). Si la mezcla gaseosa se enfría, nuevamente se vuelve incolora y el análisis nos dice que nuevamente es, casi pura\(\ce{N2O4}\); esto quiere decir que el\(\ce{NO2}\) en la mezcla también puede sufrir una reacción de síntesis para volver a formarse\(\ce{N2O4}\). Inicialmente, solo\(\ce{N2O4}\) está presente. A medida que avanza la reacción, la concentración de\(\ce{N2O4}\) disminuye y la concentración de\(\ce{NO2}\) aumenta. No obstante, si se examina la figura, después de algún tiempo, las concentraciones de\(\ce{N2O4}\) y se\(\ce{NO2}\) han estabilizado y, en tanto no se cambie la temperatura, las concentraciones relativas de los dos gases permanecen constantes.

La reacción reversible de un mol de\(\ce{N2O4}\), formando dos moles de\(\ce{NO2}\), es un ejemplo clásico de un equilibrio químico. Encontramos el concepto de equilibrio en el Capítulo 9 cuando abordamos la autoprotólisis del agua para formar los iones hidronio e hidróxido, y con la disociación de ácidos débiles en solución acuosa.

\[\ce{2 H2O <=> H3O^{+} + HO^{–}} \nonumber\]

Cuando escribimos estas ecuaciones químicas, usamos una flecha doble para indicar que la reacción procedía en ambas direcciones. Usando esta convención, la disociación del tetroóxido de dinitrógeno para formar dos moléculas de dióxido de nitrógeno se puede mostrar como:

\[\ce{N2O4 ⇄ 2 NO2} \nonumber\]

Si la temperatura de nuestra mezcla de gases se mantiene nuevamente constante y se varía la presión total del gas en el contenedor, el análisis muestra que la presión parcial de\(\ce{N2O4}\) varía como el cuadrado de la presión parcial de\(\ce{NO2}\). L a Leyes de Gas Ideal nos dicen que la presión parcial de un gas, _gas P, es directamente proporcional a la concentración de ese gas en el contenedor). Matemáticamente, la relación entre las presiones parciales de los dos gases se puede expresar mediante la siguiente ecuación:

\[\frac{(P_{NO_{2}})^{2}}{P_{N_{2}O_{4}}}=K \nonumber \]