EQUILIBRIO QUIMICO

El objetivo de este capítulo es considerar el concepto de equilibrio en mayor profun- objetivo del capítulo didad que la empleada hasta aquí. En la primera parte del capítulo desarrollamos los conceptos básicos que se utilizan para estudiar el equilibrio químico y de fases. En la segunda parte del capítulo el estudio de los sistemas reactivos iniciado en el Cap. 13 se continúa con una discusión del equilibrio químico en una sola fase. Se pone un énfasis especial en el caso de las mezclas reactivas de gases ideales. La tercera parte del capítulo trata del equilibrio de fases. Se considera el equilibrio de sistemas multicomponentes, multifásicos y no reactivos y se introduce la regla de las fases.

El objetivo de este capítulo es considerar el concepto de equilibrio en mayor profun- objetivo del capítulo didad que la empleada hasta aquí. En la primera parte del capítulo desarrollamos los conceptos básicos que se utilizan para estudiar el equilibrio químico y de fases. En la segunda parte del capítulo el estudio de los sistemas reactivos iniciado en el Cap. 13 se continúa con una discusión del equilibrio químico en una sola fase. Se pone un énfasis especial en el caso de las mezclas reactivas de gases ideales. La tercera parte del capítulo trata del equilibrio de fases. Se considera el equilibrio de sistemas multicomponentes, multifásicos y no reactivos y se introduce la regla de las fases.

Caso introductorio. Considérese un sistem a cerrado que consiste inicialmente en una mezcla gaseosa de hidrógeno y oxígeno. En este caso pueden tener lugar varias reacciones, entre ellas 1H , 2 o 2 i h 2o (14.18) 1H2 2H (14.19) 1 0 2 2 0 (14.20)

1H2 + 1/2 O2 1 H2O

1H2 2H

1O2 2º

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

a) Variación de la concentración.

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) [H ][I ] [HI]

K = 2 2 2 c Si añadimos H2 en el equilibrio Q

Así, como por ejemplo, la producción industrial de CaO se basa en la rápida eliminación del CO2 del sistema, inyectando aire en el horno mediante un ventilador, de suerte que el CO2 no pueda alcanzar nunca la presión de equilibrio.

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

El rendimiento de la reacción.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

puede aumentarse si se separa el amoniaco de la mezcla, disolviéndolo en agua, en la que es mucho más soluble que el nitrógeno y el hidrógeno.

b) Variación de la presión. En las reacciones en las que intervengan gases el efecto de la

variación de la presión supone un efecto contrario en la variación del volumen, y la variación del volumen depende de la variación en el número de moles de las sustancias gaseosas que intervienen:

Para la reacción de formación del amoniaco:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

SI SE TIENE UN SISTEMA EN EQUILIBRIO Y SE AUMENTA LA PRESIÓN, EL SISTEMA REACCIONA EN EL SENTIDO EN QUE DISMINUYA EL NÚMERO DE MOLES DE SUSTANCIAS EN ESTADO GASEOSO. SI SE REDUCE LA PRESIÓN OCURRE LO CONTRARIO.

c) Variación de la temperatura. La reacción:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H o = – 92,0 kJ/mol

es exotérmica. Si aumentamos la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, descomponiendo amoníaco, porque éste es el proceso que supone absorción de calor. El sentido del desplazamiento de un equilibrio por variación de la temperatura depende pues del signo de la variación de entalpía ∆H de la reacción

“Si aumentamos la temperatura de un sistema que está en equilibrio, el sistema se desplaza en el sentido que suponga una absorción de calor. Si se disminuye la temperatura, la reacción que se produce es la que libera energía”