Tipos de equilibrio químico
Vamos a explorar los casos más generales en los que se produce el equilibrio. Los equilibrios pueden producirse en sólido, líquido o gas. Comenzaremos con los equilibrios en fase gaseosa como un tipo de reacción simple, pero los principios generales que exploramos aquí seguirán siendo válidos en otras fases.
Los reactivos son de color marrón rojizo, los productos son incoloros. Tanto la temperatura como la presión afectan a este equilibrio. Las presiones más altas (al comprimir el recipiente que contiene la mezcla de reacción) favorecerán la producción de producto (incoloro) a expensas de la cantidad de reactivo (coloreado), por lo que se puede observar que el equilibrio cambia a medida que el recipiente de reacción se comprime o expande (como en un pistón que se mueve hacia arriba y hacia abajo en un cilindro de vidrio).
Nótese que no se hace referencia a las cantidades de reactivos necesarias para alcanzar este estado. Esto significa que algunos sistemas de equilibrio pueden tener mayoritariamente reactantes, otros, mayoritariamente productos y, en raros casos, la misma cantidad de reactantes y productos. El factor decisivo no es la cantidad. Generalmente, cuanto más cantidad de reactivo, o de producto, más rápida será la velocidad con la que se produzca la reacción hacia delante, o hacia atrás. La relación entre la cantidad de material y la velocidad de reacción se indica en la sección sobre Cinética, más adelante en estas notas. Basta con decir que, la mayoría de las veces, si la concentración de reactivos aumenta, la velocidad de conversión de estos reactivos en productos también aumenta.
Tipos de equilibrio químico con ejemplos
En química, el equilibrio describe el estado de una reacción reversible en la que las velocidades de las reacciones hacia delante y hacia atrás son iguales y las concentraciones de los productos y los reactivos permanecen iguales.
Puedes utilizar la constante de equilibrio, Kc, para representar una reacción de equilibrio. Para calcular la constante de equilibrio, eleva la concentración de equilibrio de cada uno de tus productos a la relación molar de ese producto dada en la ecuación y multiplica estos términos. Haz lo mismo con las concentraciones de equilibrio de los reactivos. Para calcular Kc, divide el valor del producto entre el valor del reactante.
En biología, los equilibrios desempeñan un papel importante en el mantenimiento de las funciones corporales óptimas. Por ejemplo, la sangre mantiene constantemente un equilibrio dinámico que mantiene estable su pH. En química, podemos utilizar los equilibrios con fines industriales. En el equilibrio, las concentraciones de productos y reactivos en una reacción no cambian. Sin embargo, podemos influir en la posición del equilibrio para cambiar estas concentraciones. Esto es útil en la industria, ya que puede ayudarnos a mejorar el rendimiento de una reacción reversible. Este es un ejemplo de la finalidad del equilibrio químico.
¿Qué es el equilibrio químico?
En una reacción química, el equilibrio químico es el estado en el que tanto los reactivos como los productos están presentes en concentraciones que no tienen ninguna tendencia a cambiar con el tiempo, de modo que no hay ningún cambio observable en las propiedades del sistema[1] Este estado resulta cuando la reacción hacia delante procede a la misma velocidad que la reacción hacia atrás. Las velocidades de reacción de las reacciones hacia adelante y hacia atrás generalmente no son cero, pero son iguales. Por lo tanto, no hay cambios netos en las concentraciones de los reactivos y los productos. Este estado se conoce como equilibrio dinámico[2][3].
El concepto de equilibrio químico se desarrolló en 1803, después de que Berthollet descubriera que algunas reacciones químicas son reversibles[4] Para que cualquier mezcla de reacción exista en equilibrio, las velocidades de las reacciones hacia delante y hacia atrás (inversas) deben ser iguales. En la siguiente ecuación química, las flechas apuntan en ambos sentidos para indicar el equilibrio[5] A y B son especies químicas reaccionantes, S y T son especies de productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los respectivos reactivos y productos:
Constante de equilibrio
\N – [Comienzo] &\Ntexto: Reacción directa:} \: \: \ce{H_2} \izquierda (g) derecha) + hielo (I2) \izquierda (g) derecha) flecha 2. \N – Izquierda( g \N – Derecha) \N – Texto: “Reacción inversa”. \: \2. \izquierda (g) derecha) flecha derecha. \izquierda (g) derecha) + H2 \izquierda (g) derecha) fin.
Inicialmente, sólo la reacción hacia adelante se produce porque no hay \ce{HI}\ ~ presente. Tan pronto como se ha formado algo de \ce{HI}, comienza a descomponerse en \ce{H_2} y \ce{I_2}. Poco a poco, la velocidad de la reacción directa disminuye mientras que la velocidad de la reacción inversa aumenta. Finalmente, la velocidad de combinación de \(\ce{H_2}} y \(\ce{I_2}} para producir \(\ce{HI}}) se hace igual a la velocidad de descomposición de \(\ce{HI}} en \(\ce{H_2}} y \(\ce{I_2}}}. Cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se han igualado, la reacción ha alcanzado un estado de equilibrio. El equilibrio químico es el estado de un sistema en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa.
