I. MARCO TEORICO

1. EQUILIBRIO QUÍMICOTodos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menos, ya que a medida que transcurre, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre si y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más. El proceso continua hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. Es decir, se llega a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen constantes.

2.2.2.2.2.2.2.2.2.2.N

ATURALEZA DEL EQUILIBRIO QUÍMICOa) El equilibrio químico es dinámico: cuando una reacción

química alcanza su estado de equilibrio hay una situación permanente de intercambio de partículas entre reaccionantes y productos que se mantienen así por la igualdad de velocidades de las dos reacciones opuestas, pudiéndose representar de la siguiente manera:

aA+bB↔R+sSEn el equilibrio quimico: rd=ri

Donde:rd= Velocidad de reacción directari= Velocidad de reacción indirecta

b) Los sistemas van espontáneamente hacia un estado de equilibrio: un sistema evoluciona hacia un estado de equilibrio porque la velocidad de reacción directa excede a la velocidad de reacción inversa; por eso cuando los reaccionantes se convierten en productos, la velocidad de reacción directa disminuye y la reacción

inversa aumenta. Cuando las dos velocidades llegan a sr iguales rd=ri la reacción neta observable cesa y la concentración de todos los reactivos se mantiene constante.

c) La naturaleza y las propiedades del estado de equilibrio son las mismas: sin tener la dirección de cómo se produce un producto, podemos decir que el estado de equilibrio es el mismo. En la reacción:

PCl5(g)↔PCl3(g)+Cl2(g)Cuando una mol de PCl5(g) puro se descompone en un volumen dado; las concentraciones en equilibrio son las mismas que cuando una mol PCl3(g) y una mol Cl2(g) se mezclan y reaccionan en dicho volumen.

d) El estado de equilibrio representa una transacción entre dos tendencias opuestas: las exigencias de las moléculas a asumir un estado de energía mínima, y la urgencia hacia un caos molecular, a veces no es posible discernir por simple inspección, si el factor hace el caos molecular que favorece hacia los productos o viceversa.

3. LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICOUna descripción cuantitativa del equilibrio fue efectuada por primera vez en 1870 por los químicos noruegos Guldberg (1836-1902) y Waage (1833-1918), que la expresaron en forma de ley. Así, para una reacción genérica del tipo:

aA + bB cC + dD

la ley de Guldberg y Waage se expresa matemáticamente en la forma en la cual los coeficientes estequiométricos a, b, c y d que se obtienen tras ajustar la reacción, aparecen como exponentes de las concentraciones de reactivos y productos; K toma, para cada reacción, un valor constante y característico que sólo depende de la temperatura y que se denomina constante de equilibrio.

La ley de Guldberg y Waage se conoce también como Ley de acción de masas (L.A.M.) debido a que, en el enunciado original, sus autores aludieron a conceptos tales como «fuerzas de acción» y «masas activas». Aunque el descubrimiento de esta ley fue el resultado de análisis de datos experimentales, algunos años más tarde pudo ser explicada teóricamente a partir de las leyes de la termodinámica.

La Ley de acción de masas permite hacer cálculos y predicciones sobre el equilibrio. Así, el efecto de la concentración puede explicarse como sigue: si en un sistema en equilibrio se aumenta la concentración de un reactivo, [A] por ejemplo, la reacción ha de desplazarse hacia la derecha en el sentido de formación de los productos para que el cociente representado por K se mantenga constante.

a. Constante de equilibrio (Kc) En una reacción cualquiera: a A + b B ⇌ c C + d Dla constante Kc tomará el valor

K c=[C ]c [D ]d

[A ]a [B ]b

Para concentraciones EN EL EQUILIBRIO la constante Kc cambia con la temperatura.

En la reacción: H2(g)+ I2(g) ⇌ 2 HI (g)

El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción.

K c=[HI ]2

[ I 2 ] [H2 ] Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado

como: ½ H2(g) + ½ I2(g) ⇌ HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior.

b. Constante de equilibrio (Kp) En las reacciones en que intervengan GASES es más sencillo medir presiones parciales que concentraciones: a A + b B ⇌ c C + d D y se observa la constancia de Kp viene definida por:

K p=PC

cPDd

P Aa PB

b

4. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO Y HETEROGÉNEO:

a) Equilibrio Homogéneo: Todas las sustancias que intervienen se encuentran en una misma fase, ya sea gaseosa, liquida o en disolución.Por ejemplo:

H 2(g)+ I2(g)↔2HI (g)

Cu+2 (aq )+4N H 3(aq)↔ [Cu (N H 3 )4 ]+2

(aq)b) Equilibrio Heterogéneo: Al menos una de las sustancias que

interviene se encuentran en una fase distinta al resto. Por ejemplo:

CaCO3(s )↔CaO(s)+CO2(g)AgCl (s )↔Ag+1 (aq )+Cl−1(aq)

5. PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio.Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el Químico Industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio. 

Cambios de concentración. Cuando se agrega una sustancia a un sistema en equilibrio, reactivo o producto, éste se desplazará en el sentido que lo contrarreste consumiendo la sustancia adicionada y conseguir un nuevo estado de equilibrio.

Si por el contrario, se extrae del sistema reactivo o producto, el sistema se dirigirá en la dirección que se forme más de la sustancia retirada

AnexosImportancia en procesos industriales. Es muy importante en la industria el saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto, pues así se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso.

En la síntesis de Haber en la formación de amoniaco: N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) exotérmica la síntesis de amoniaco está favorecida por altas presiones y bajas temperaturas. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no demasiado para evitar que la reacción sea demasiado lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción.El proceso Haber-Bosch para la obtención del amoniaco debe su importancia al hecho de que el amoniaco es producto base de otras industrias: ácido nítrico, abonos y explosivos. Puesto que se trata de un equilibrio, la reacción se lleva a efecto a 400 - 500 ºC y 800 - 1000 atm con catalizadores que contienen níquel, hierro, cromo, manganeso, tungsteno y carbono. Este procedimiento se conoce como síntesis de Haber - Bosch. La mayor parte del amoníaco producido en plantas químicas es usado para fabricar abonos. El resto es usado en textiles, plásticos, explosivos, en la producción de pulpa y papel, alimentos y bebidas, productos de limpieza domésticos, refrigerantes y otros productos. También se usa en sales aromáticas.

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g) ΔHº = -46,2 kj/mol ΔSº < 0

Es una reacción exotérmica por lo que un excesivo aumento de temperatura no favorece la formación de amoníaco. A 25 ºC Kp = 6,8.105 atm. A 450 ºC Kp = 7,8.10-2 atm. Sin embargo, la velocidad a la que se forma NH3 a temperatura ambiente es casi nula. Es una reacción muy lenta, puesto que tiene una elevada energía de activación, consecuencia de la estabilidad del N2. La solución de Haber al problema fue utilizar un catalizador (óxido de hierro que se reduce a hierro en la atmósfera de H2) y aumentar la presión, ya que esto favorece la formación del producto. Convertir el método de Haber en un proceso de fabricación fue trabajo realizado por Carl Bosh, ingeniero químico de la BASF, quien de este modo consiguió su Premio Nobel.

En la práctica las plantas operan a una presión de 100-1000 atm. y a una temperatura de 400-600 ºC. En el reactor de síntesis se utiliza α-Fe como catalizador (Fe2O3 sobre Al2O3 catálisis heterogénea). A pesar de todo, la formación de NH3 es baja con un rendimiento alrededor del 15%. Los gases de salida del reactor pasan por un condensador donde se puede licuar el NH3 separándolo así de los reactivos, los cuales pueden ser nuevamente utilizados.