Equilibrio químico: Diferenzas entre revisións

aUn '''equilibrio químico''' é a situación en que a proporción entre as cantidades de reactivos e produtos nunha [[reacción química]] manténse constante ao longo do tempo.

Ao menos teoricamente, todas as reaccións químicas ocorren nos dous sentidos: no de reactivos transformándose en produtos e no de produtos transformándose de volta en reactivos. Con todo en certas reaccións, como a de [[combustión]], virtualmente 100% dos reactivos son convertidos en produtos, e non se observa o contrario ocorrer (ou polo menos non en escala mensurábel); tales reaccións son chamadas ''irreversíbeis''. Hai tamén unha serie de reaccións nas cales logo de unha certa cantidade de produto(s) formarse, estes tornan a dar orixe aos reactivos; esas reaccións posúen o nome de ''reversíbeis''. O concepto de equilibrio químico practicamente restrínxese ás reaccións reversíbeis.

==Reversibilidade de reaccións químicas==

Un exemplo de reacción reversíbel é a da produción da [[amonio]] (NH₃), a partir do gas [[hidróxeno]] (H₂) e do gas [[nitróxeno]] (N₂) que fai parte do [[Proceso de Haber]] :

</center>

Nótese que a frecha dupla significa que a reacción ocorre nos dous sentidos, e que o subscrito (g) indica que a substancia se encontra na [[fase gasosa]].

Nesta reacción, cando as [[molécula]]s de nitróxeno e as de hidróxeno coliden entre si hai unha certa posibilidade de ocorrer a reacción entre elas, así como cando moléculas de amonio coliden entre si hai unha certa posibilidade de elas disociárense e reorganizárense en H₂ e N₂.

No inicio do proceso, cando hai apenas unha mestura de hidróxeno e nitróxeno, as posibilidades das moléculas dos reactivos (H₂ e N₂) colidiren unhas coas outras son as máximas de toda a reacción, o que fará que a [[Taxa de reacción|taxa]] (ou velocidade) con que a reacción ocorre tamén o sexa. Porén á medida que a reacción se procesa o número de moléculas de hidróxeno e de nitróxeno diminúe, reducindo desa forma as posibilidades de elas colidiren entre si e, en consecuencia, a velocidade dese sentido da reacción. Por outro lado, co avanzar da reacción, o número de moléculas de amonio vai aumentando, o que fai que medren as posibilidades de elas colidiren e de volverse a formar hidróxeno e nitróxeno, elevando así a velocidade dese sentido da reacción. Por fin chegará un momento en que tanto a velocidade dun dos sentidos canto a do outro serán idénticas, nese punto ningunha das velocidades variará máis (se foren mantidas as condicións do sistema onde a reacción se procesa) e teráse atinxido o ''equilibrio químico''.

Un raciocinio similar, en principio, pode ser aplicado para calquera equilibrio.

==Constante de equilibrio==

Unha vez atinxido o equilibrio, a proporción entre os reactivos e os produtos non é necesariamente de 1:1 (lese ''un para un''). Esa proporción é descrita por medio dunha relación matemática, mostrada a seguir:

Dada a reacción xenérica:

</center>

onde ''A'', ''B'', ''Y'' e ''Z'' representan as especies químicas envolvidas e ''a'', ''b'', ''y'' e ''z'' os seus respectivos coeficientes estequiométricos. A fórmula que describe a proporción no equilibrio entre as especies envolvidas é:

</center>

Os corchetes representan o valor da [[concentración]] (normalmente en [[mol]] /[[litro|L]]) da especie que está simbolizada dentro del ([A] = concentración da especie A, e así por diante). <math>K_c</math> é unha grandeza chamada ''constante de equilibrio'' da reacción. Cada reacción de equilibrio posúe a súa constante, a cal sempre posúe o mesmo valor para unha mesma [[temperatura]]. Dun modo xeral, a constante de equilibrio dunha reacción calquera é calculada [[División (matemáticas)|dividíndose]] a [[multiplicación]] das concentracións dos produtos (cada unha [[Exponenciación|elevada]] ao seu respectivo coeficiente estequiométrico) pola multiplicación das concentracións dos reactivos (cada unha elevada ao seu relativo coeficiente estequiométrico).

Un exemplo diso é a formación do trióxido de xofre (SO₃) a partir do gas [[Osíxeno molecular|osíxeno]] (O₂) e do [[dióxido de xofre]] (SO_2(g)) unha etapa do proceso de fabricación do [[ácido sulfúrico]] :

</center>

A constante de equilibrio desta reacción é dada por:

</center>

É posíbel determinar experimentalmente o valor da constante de equilibrio para unha dada temperatura. Por exemplo, a constante desa reacción na temperatura de 1000 [[Kelvin|K]] é 0,0413 L/mol (é común observarse a omisión da [[Unidade de medida|unidade]] da constante, unha vez que a súa unidade pode variar de equilibrio para equilibrio). A partir dela, dada unha certa cantidade coñecida de produtos engadidos inicialmente nun sistema nesa temperatura, é posíbel calcularse por medio da fórmula da constante cal será a concentración de todas as substancias cando o equilibrio for atinxido.

===Constante para a suma de reaccións===

Se unha reacción química pode ser expresa pola suma de dúas ou máis reaccións (ou etapas individuais), entón a constante de equilibrio da reacción global será a multiplicación das constantes de cada unha das reaccións individuais.

Para se mostrar iso, serán consideradas estas tres reaccións, xunto coas súas respectivas constantes de equilibrio:

|}

Neste caso, a terceira reacción é igual á suma da primeira máis dúas veces a segunda:

|}

E a súa constante de equilibrio pode ser expresa por:

<math>K_c = K'_c \cdot K''_c \cdot K''_c</math>

</center>

===Relación entre a velocidade da reacción e a constante de equilibrio===

Conforme xa foi mencionado, no equilibrio a velocidade tanto da reacción inversa canto a da dereita son iguais. Pola súa vez, a velocidade dunha reacción depende dunha outra constante chamada a ''constante de velocidade'' (simbolizada aquí por <math>k</math>); e é posíbel encontrar unha relación entre as constantes de velocidade das reaccións directa e indirecta, e a constante de equilibrio.

Para demostrar iso, considérese o seguinte equilibrio xenérico (supondo que as súas reaccións ocorran cada cal nunha única etapa) :

|}

Agora vexamos as dúas reaccións que ocorren nel, xuntamente coa expresión das súas respectivas velocidades (<math>r</math>) :

|}

É importante frisar que o expoente que eleva as concentracións das especies na fórmula da velocidade non necesariamente é igual ao respectivo coeficiente estequiométrico da especie na reacción; con todo, o expoente certamente será así se a reacción se procesar nunha única etapa (conforme se está considerando nesa situación).

Unha vez que as velocidades de ambas as reaccións son idénticas no equilibrio, pódese igualalas:

</center>

Rearranxando a ecuación, tense:

</center>

Observemos que a expresión do membro esquerdo é idéntica á fórmula do equilibrio desa reacción. Entón podemos escribir:

</center>

Esta relación é válida para calquera equilibrio cuxas reaccións ocorran nunha única etapa, o que pode ser facilmente constatado por esa mesma dedución para outros equilibrios.

No caso de as reaccións procesárense en máis dunha etapa, basta lembrar que a reacción global nada máis é que a suma das reaccións de cada etapa. Para cada unha das etapas pódese facer esa mesma dedución, e entón sumar cada reacción (o que significa multiplicar as súas constantes). Desa forma teremos para unha reacción de múltiplas etapas:

</center>

==Equilibrio heteroxéneo==

Cando todas as substancias envolvidas no equilibrio se encontran no mesmo [[Estados físicos da materia|estado físico]] dise que temos un '''equilibrio homoxéneo''', que é o caso de todos os equilibrios presentados aquí ata entón. Analogamente, os equilibrios onde están envolvidas máis dunha fase son chamados '''equilibrios heteroxéneos''', como o seguinte:

</center>

Nótese que o subscrito (s) significa que a especie se encontra no [[estado sólido]]. Equilibrios heteroxéneos, como este, frecuentemente presentan ao menos un sólido puro ou un [[líquído]] puro.

Na expresión da constante de equilibrio temos as concentracións das especies envolvidas. A concentración pode ser calculada dividíndose o número de mols da substancia polo volume que ela ocupa. O número de mols representa a cantidade de [[materia]] e, por iso, é proporcional á [[masa]]; así o número de mols dividido polo [[Volume (física)|volume]] é proporcional á masa dividida polo volume.

A [[densidade]] de algo é xustamente calculada dividíndose a súa masa polo seu volume ocupado. No caso dunha substancia pura, toda a súa masa corresponde á dunha única substancia, e así a súa "concentración" do seu número de mols dividido polo volume é proporcional á súa densidade (masa dividida polo volume).

A densidade dunha substancia dada en condicións dadas é unha propiedade intensiva, ou sexa, é a mesma independentemente de canto houber desa substancia. Desa forma pódese concluír que a concentración dun sólido ou dun líquído puro (que son virtualmente incompresíbeis) é a mesma independentemente de canto houber deles (xa un gas, que pode ser comprimido sen dificuldadedificultade, ten a súa concentración variada facilmente). Por esa razón simplifícase as expresións das constantes de equilibrio omitíndose a concentración de sólidos e líquídos puros.

Con iso, a expresión para a constante do último equilibrio presentado fica:

==Equilibrio gasoso==

Pola ecuación dos [[gas perfecto|gases perfectos]] tense que para cada gas dunha mestura gasosa:

</center>

onde <math>P_x</math> é a [[presión]] parcial dun gas <math>x</math> calquera (ou sexa, a presión que el tería en caso de estar apenas el no recipiente), <math>V</math> é o volume ocupado pola mestura, <math>n_x</math> é o número de mols do gas, <math>R</math> é a constante dos gases perfectos, e <math>T</math> a temperatura en [[kelvin]].

Rearranxando a ecuación, teremos:

</center>

O membro esquerdo (<math>n_x</math>/<math>V</math>) é a fórmula para o cálculo da concentración molar do gas. A constante <math>R</math> é sempre a mesma e a temperatura <math>T</math> non varía nun sistema que permanece en equilibrio químico, así o único factor que pode variar na ecuación nun equilibrio é a presión parcial <math>P_x</math>. Desa forma pódese dicir que a concentración do gas é proporcional á súa presión parcial.

Con base niso, tamén é posíbel escribir a fórmula da constante de equilibrio usándose as presións parciais dos gases envolvidos, no lugar das súas concentracións. Por exemplo:

|}

Obsérvese que agora a constante de equilibrio está representada por <math>K_p</math>, en vez de <math>K_c</math> (cando o cálculo foi feito usándose as concentracións dos gases). Esas dúas constantes para un mesmo caso posúen valores diferentes dunha da outra, entón é importante especificar cal das dúas se está usando cando se está lidando cun equilibrio.

===Adición ou eliminación de reactivos===

Ao se alterar a cantidade dunha substancia, tamén se está mexendo na velocidade coa que a reacción se procesa (pois estaráse mudando as posibilidades de as substancias reaxiren entre si). Desa forma, a velocidade das reaccións directa e inversa deixa de ser igual: se unha substancia foi retirada dunha das reaccións, esa pasará a ser máis lenta; e, analogamente, pasará a ser máis rápida se unha substancia for engadida a ela. Así, ocorre que se algo for engadido, o equilibrio tende a reducir a cantidade desa substancia e viceversa.

Tal resposta do equilibrio pode ser sumarizada polo así chamado ''[[Principio de Le Chatelier]] '':

|}

===Compresión===

Un equilibrio gasoso pode ser afectado pola compresión. De acordo co principio de Le Chatelier, co aumento da presión o equilibrio tende a se deslocar no sentido de diminuír esa presión, o que significa favorecer a reacción que resulte no menor número de moléculas no estado gasoso. Nese caso, a o valor da constante de equilibrio tamén non é alterado.

Para se observar tal efecto, considérese este equilibrio:

|}

As concentracións poden ser escritas como o seu número de mols dividido polo volume (<math>n_x/V</math>), entón teremos:

</center>

Se o valor de <math>V</math> (volume) diminuír, é preciso que o número de mols do N₂O₄ aumente para que o valor da constante de equilibrio permaneza o mesmo. Na reacción, ese reactivo representaba a metade do número de moléculas do produto. O mesmo raciocinio pode ser aplicado en calquera equilibrio gasoso.

===Temperatura===

É encontrado [[Método científico|experimentalmente]] que a formación de produtos dunha [[reacción exotérmica]] (isto é, que libera enerxía) é favorecida coa '''diminución''' da temperatura, ao paso que a formación de produtos nunha [[reacción endotérmica]] (isto é, que absorbe enerxía) é favorecida co aumento da temperatura.

===Catalizador===

==Aplicacións==

Dada a constante de equilibrio, é posíbel saber en cal dirección vai ocorrer con preferencia a reacción no inicio, cando mesturamos certas cantidades de substancias que estarán en equilibrio entre si.

Para iso basta calcular o ''cociente de reacción'' para o inicio da mestura. A súa expresión é exactamente a mesma que a da constante de equilibrio, o que muda é que nese caso usamos as concentracións ou as presións parciais dun instante dado da reacción (non necesariamente no equilibrio).

Se o cociente de reacción for maior que a constante de equilibrio, iso significa que a cantidade de produtos é alta demais e, polo principio de Le Chatelier, a reacción vaise procesar seguramente no sentido de consumir os produtos. Analogamente, se o cociente de reacción for menor que a constante de equilibrio, a reacción vaise procesar seguramente do sentido de consumir os reactivos.