“2023. Año del Septuagésimo Aniversario del Reconocimiento del Derecho al Voto de las
Mujeres en México”
“Análisis Químico” ANQU-02
PERIODO: 1.23.24
Docente: I.B.I Ma de la Paz Olivano Juarez
EQUILIBRIO QUIMICO
Hasta 1803, los científicos creían que todas las reacciones eran irreversibles.
Ejemplo:
Digamos que quieres cocer un huevo. Lo pones en un cazo con agua hirviendo y lo dejas cocer a
fuego lento durante unos minutos. Cuando vuelves, el huevo que antes estaba aguado se ha vuelto
sólido y está listo para comer. Pero si se enfría el huevo (por ejemplo, congelándolo) no vuelve a su
forma líquida y cruda.
Hace tiempos, los científicos pensaban que esto era así para todas las reacciones. Sin embargo, en
1803, Claude Louis Berthollet presenció la formación de cristales de sal en la orilla de un lago salado
en Egipto. Observó que se trataba de una reacción que va en dirección opuesta a la habitual, en la
que el carbonato de sodio y el cloruro de calcio reaccionaban para producir cloruro de sodio y
carbonato de calcio.
Su hipótesis, entonces, fue que algunas reacciones pueden ir en sentido inverso. Son las
llamadas reacciones reversibles. Si se deja una reacción reversible en un contenedor hermético,
creando un sistema cerrado, acabará formando algo que se conoce como estado de equilibrio.
El equilibrio químico es un estado de una reacción química en el que las velocidades de las
reacciones hacia adelante y hacia atrás son iguales y las concentraciones de los reactivos y los
productos no cambian. También se conoce como equilibrio dinámico.
Reacciones reversibles y equilibrio químico
Muchas reacciones son irreversibles. Si se juntan los reactivos, se les proporciona la energía
suficiente y se dan las condiciones adecuadas, reaccionan para formar nuevos productos. Si
mezclas estos productos, no pasará nada, no habrá más reacción. Piensa que es como conducir por
una calle de un solo sentido. Pero algunas reacciones son reversibles. Esto significa que, en
condiciones ligeramente diferentes, los productos de la reacción pueden volver a reaccionar
para reformar los reactivos originales. En este caso, la calle es de doble sentido: se puede
conducir por ella desde cualquier dirección.
Una reacción reversible es una reacción en la que los productos pueden reaccionar para formar
de nuevo los reactivos.
Las reacciones reversibles se indican con medias flechas: ⇋. Al escribir las reacciones reversibles,
decimos que la reacción que va de izquierda a derecha (es decir, de los reactivos a los productos)
es la reacción hacia adelante o directa, y que la reacción que va de derecha a izquierda (de los
productos a los reactantes) es la reacción hacia atrás o inversa. Esto facilita la distinción entre
las dos reacciones.
Sin embargo, también se puede escribir la ecuación al revés.
Mira el siguiente ejemplo: A + B ⇋ C + D
De izquierda a derecha: A+B→C+D. Esta es la reacción directa.
De derecha a izquierda: C+D→A+B. Esta es la reacción inversa.
Pero, también podríamos intercambiar la ecuación: C + D ⇋ A + B
Ahora: C+D→A+B es la reacción directa y
A+B→C+D es la reacción inversa.
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Si se dejan solas en un sistema cerrado, las reacciones reversibles alcanzan un estado de equilibrio
químico dinámico. A menudo lo llamamos simplemente equilibrio, para abreviar; otros químicos
sabrán de qué estamos hablando.
Un equilibrio químico dinámico tiene dos características definitorias:
• Las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son iguales.
• Las concentraciones de los reactivos y de los productos siguen siendo las mismas.
Volvamos a nuestro ejemplo:
A+B⇌C+D
En un estado de equilibrio dinámico, A y B reaccionan para formar C y D. Al mismo tiempo, C y D
reaccionan para formar A y B. La cantidad de C y D que producimos se utiliza para rehacer A y B; la
misma cantidad de A y B se reutiliza para hacer C y D, una vez más. El proceso es continuo y, en
general, las concentraciones de A, B, C y D permanecen constantes. Esta reacción reversible
ha alcanzado el equilibrio dinámico.
Una vez conceptualizado y definido lo que es una reacción reversible y un estado de equilibrio
químico, veamos cuál es la utilidad del equilibrio químico.
¿Para qué sirve el equilibrio químico?
El equilibrio químico desempeña un papel importante en el mantenimiento de los sistemas
biológicos. Por ejemplo:
La sangre mantiene un pH estable gracias a un proceso constante de equilibrio dinámico. También,
podemos utilizar el equilibrio químico con fines industriales.
A pesar de que las concentraciones de productos y reactivos en una reacción en equilibrio no
cambian, podemos influir en la posición del equilibrio para cambiar estas concentraciones y mejorar
el rendimiento de una reacción reversible.
Un ejemplo es el proceso de Haber. Se utiliza para producir amoníaco, un compuesto químico que
se usa, principalmente, para la producción de fertilizantes.
Los gases nitrógeno e hidrógeno reaccionan para producir amoníaco, que también está en estado
gaseoso:
N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)
Tipos de equilibrio químico
Hay dos tipos diferentes de equilibrio químico que debes conocer:
• Equilibrio homogéneo
• Equilibrio heterogéneo
Equilibrio homogéneo
La palabra homogéneo proviene de las palabras griegas homos (que significa "lo mismo") y
genos (que significa "raza" o "tipo"). En un equilibrio homogéneo, todas las especies presentes
se encuentran en el mismo estado. Por ejemplo, pueden ser todas líquidas, acuosas o gaseosas.
Un ejemplo es la formación del yoduro de hidrógeno o ácido yodhídrico a partir moléculas de
hidrógeno y yodo, todas estas en estado gaseoso:
H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)
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Equilibrio heterogéneo
La palabra heterogéneo también tiene una raíz griega, pero esta vez proviene de la palabra heteros,
que significa "otro". En un equilibrio heterogéneo, las especies presentes se encuentran en
varios estados diferentes.
Un ejemplo es la descomposición del carbonato de calcio sólido. Este se descompone en óxido de
calcio (otro sólido) y en dióxido de carbono (un gas):
CaCO3(s)⇌CaO(s)+CO2(g)
El equilibrio químico y el principio de Le Châtelier
Le Châtelier fue un químico francés famoso por sus trabajos sobre el equilibrio químico. Propuso un
principio para explicar cómo los sistemas en equilibrio dinámico responden a las condiciones
cambiantes.
El principio de Le Châtelier afirma que, si las condiciones de un equilibrio dinámico en un sistema
cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.
De acuerdo, ¡qué tal si lo digo en lenguaje llano, por favor!
Sabemos que si tomamos cualquier reacción reversible y la dejamos en un recipiente cerrado
durante el tiempo suficiente, alcanzará el equilibrio químico dinámico. Las velocidades de las
reacciones hacia adelante y hacia atrás son las mismas, y las concentraciones de productos y
reactivos permanecen constantes.
Sin embargo, Le Châtelier afirmó que, si cambiamos las condiciones dentro del recipiente, podemos
cambiar de la reacción en ambas direcciones. Por ejemplo, podríamos aumentar la temperatura, y
esto podría favorecer la reacción directa. O podemos aumentar la presión, y esto puede favorecer la
reacción hacia atrás. Esto se llama cambiar la posición del equilibrio: si desplazamos el equilibrio
hacia la derecha, decimos que el equilibrio favorece la reacción directa; si lo desplazamos hacia la
izquierda, decimos que favorece la reacción inversa. Sin embargo, el cambio de velocidad no es
aleatorio. El sistema de equilibrio siempre intenta reducir el impacto del cambio de
condiciones:
• El aumento de la temperatura favorece la reacción endotérmica. Esto se debe a que la
reacción endotérmica absorbe un exceso de calor.
• El aumento de la presión favorece que la reacción produzca menos moles de gas. Esto
se debe a que todos los gases ocupan el mismo volumen a la misma temperatura y presión,
y tener menos moléculas de gas en un recipiente reduce la presión.
• El aumento de la concentración de uno de los reactivos favorece la reacción directa. Esto
se debe a que la reacción directa utiliza parte del exceso de reactivo.
• En cambio, añadir un catalizador no cambia la posición del equilibrio. Esto se debe a
que los catalizadores aceleran la velocidad global de la reacción, no favorecen una reacción
concreta.
El principio de Le Châtelier es útil porque nos permite influir en el rendimiento de una reacción
reversible. Veamos algunos ejemplos de la vida real.
Ejemplos de equilibrio químico
Hay muchos ejemplos de sistemas en equilibrio. Vamos a centrarnos en tres en particular:
• La producción de metanol
• La producción de etanol
• La producción de amoníaco
REFERENCIA: https://www.studysmarter.es/resumenes/quimica/equilibrio-quimico/