equilibrio químico mapa conceptual

Comprender el tema

El equilibrio químico es el estado en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, de modo que las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, aunque no se detienen las reacciones. Este recurso organiza sus ideas fundamentales: la constante de equilibrio, el principio de Le Châtelier, los factores que desplazan el equilibrio y ejemplos como la síntesis del amoníaco.

Qué significa que el equilibrio sea dinámico
Cuando un sistema alcanza el equilibrio, las reacciones directa e inversa continúan produciéndose a la misma velocidad. Por eso las concentraciones dejan de variar, aunque las moléculas siguen reaccionando constantemente. Esta idea explica por qué el equilibrio puede alcanzarse partiendo solo de reactivos, solo de productos o de una mezcla inicial cualquiera: en los tres casos, si la temperatura no cambia, el sistema evoluciona hacia la misma composición de equilibrio. Es importante no confundir concentraciones constantes con concentraciones iguales: en el equilibrio del ácido acético en agua, por ejemplo, la concentración de ácido sin disociar es mucho mayor que la de los iones acetato.

La constante de equilibrio y sus formas
Para una reacción genérica aA + bB ⇌ cC + dD, la constante Kc se define como el cociente entre las concentraciones molares de productos y reactivos, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico. Solo se incluyen gases y especies disueltas; los sólidos puros y el agua líquida en disoluciones acuosas se omiten porque su concentración es constante. Para reacciones gaseosas puede usarse Kp con presiones parciales, y ambas se relacionan mediante Kp = Kc(RT)^Δn, donde Δn es la variación de moles gaseosos entre productos y reactivos. El valor de K solo depende de la temperatura, no de las concentraciones iniciales ni de la presión total.

Cómo aplicar el principio de Le Châtelier
Le Châtelier predice el sentido del desplazamiento cuando se perturba un equilibrio. Si aumentamos la concentración de un reactivo, el sistema consume parte del reactivo añadido formando más productos. Si aumenta la presión total, el equilibrio se desplaza hacia el lado con menos moles gaseosos; si Δn = 0, la presión no tiene efecto. Un aumento de temperatura favorece el sentido endotérmico y, además, modifica el valor de K: en una reacción exotérmica directa, calentar disminuye K. El catalizador acelera por igual ambas direcciones, por lo que acorta el tiempo para alcanzar el equilibrio pero no altera su composición ni la constante.

El ejemplo del proceso Haber-Bosch
La síntesis de amoníaco, N2 + 3H2 ⇌ 2NH3, es exotérmica directa y reduce el número de moles gaseosos de cuatro a dos. Según Le Châtelier, presiones muy altas y temperaturas bajas favorecerían el rendimiento, pero temperaturas demasiado bajas hacen la reacción lentísima. Industrialmente se usa un compromiso: presiones elevadas, temperaturas moderadas en torno a 400-500 °C y un catalizador de hierro que acelera la reacción sin desplazar el equilibrio. Además, se retira continuamente el amoníaco formado y se reciclan los reactivos sin reaccionar, desplazando así el equilibrio hacia más producto de forma práctica.