Equilibrio químico
Le Chatelier dice que el amoníaco conviene hacerlo frío, y la cinética dice que frío no se hace nunca. Casi todo proceso industrial vive en la negociación entre esas dos respuestas.
01Las reacciones que vuelven
Muchas reacciones no terminan: llegan a un punto en el que la ida y la vuelta ocurren a la misma velocidad y las concentraciones dejan de cambiar. Eso es el equilibrio químico, y es dinámico: abajo sigue pasando todo, pero el balance neto es cero.
El cociente de reacción \( Q \) tiene la misma forma pero se calcula con las concentraciones del momento. Comparar \( Q \) con \( K \) dice hacia dónde va a moverse el sistema: si \( Q \lt K \), hacia los productos; si \( Q \gt K \), hacia los reactivos; y si son iguales, ya está en equilibrio.
Acelera la ida y la vuelta en la misma proporción, así que el punto de llegada no se mueve: lo que cambia es cuánto se tarda en llegar. Por eso el catalizador de hierro del proceso Haber-Bosch no aumenta el rendimiento teórico; permite alcanzarlo en un tiempo razonable a una temperatura a la que, sin él, la reacción sería inviable.
02El principio de Le Chatelier
Si a un sistema en equilibrio se lo perturba, el sistema se desplaza en el sentido que contrarresta parcialmente la perturbación. Son tres perturbaciones posibles y cada una tiene su regla:
| Perturbación | El sistema responde | ¿Cambia \( K \)? |
|---|---|---|
| Agregar un reactivo | Consumiéndolo: se desplaza a productos | No |
| Aumentar la presión | Hacia el lado con menos moles de gas | No |
| Aumentar la temperatura | Hacia el lado endotérmico | Sí |
La tercera fila es la única que realmente cambia \( K \); las otras dos mueven las concentraciones dentro de un \( K \) que sigue valiendo lo mismo. La dependencia con la temperatura tiene su ecuación:
Cuatro equilibrios en fase gaseosa, elegidos para cubrir los cuatro casos posibles. Movés temperatura y presión y se recalcula la composición. Prestá atención a la última: tiene el mismo número de moles de los dos lados.
03El compromiso de todo proceso industrial
La síntesis de amoníaco es exotérmica y va de cuatro moles de gas a dos. Le Chatelier dice entonces que conviene mucha presión y poca temperatura. Pero a poca temperatura la reacción, aunque favorable, es tan lenta que no ocurre: la cinética manda sobre el equilibrio.
Haber y Bosch resolvieron el conflicto por los dos lados: un catalizador de hierro para que la cinética alcance a temperatura moderada, unas 200 atmósferas para empujar el equilibrio, y reciclado de lo que no reaccionó. No se elige el óptimo termodinámico ni el cinético: se elige el punto donde el producto de los dos rinde más por hora.
El crecimiento del óxido de compuerta es exotérmico, así que la termodinámica preferiría hacerlo frío. Pero a temperatura ambiente el óxido crece dos nanómetros y se detiene. Por eso la oxidación térmica se hace a 1000 °C, donde el equilibrio es menos favorable pero la cinética permite terminar en horas en vez de en siglos. Es exactamente el mismo compromiso.
04En el laboratorio
Con un tubo sellado de NO₂ en equilibrio con N₂O₄, sumergirlo alternadamente en agua caliente y en hielo. Registrar el color y deducir el signo de \( \Delta H \) a partir de hacia dónde se desplaza el equilibrio.
Sobre el equilibrio del tiocianato férrico, agregar por separado ion férrico, tiocianato y un agente que acompleje el hierro. Predecir con \( Q \) y \( K \) el sentido del desplazamiento antes de cada agregado, y contrastar con el color.
Determinar \( K \) del equilibrio del tiocianato por colorimetría a dos temperaturas y obtener \( \Delta H^{\circ} \) con van 't Hoff. Discutir la incertidumbre de calcular una pendiente con solo dos puntos.
05Errores frecuentes
- Creer que en el equilibrio se detiene todo. Es dinámico: las dos reacciones siguen, a la misma velocidad.
- Incluir sólidos y líquidos puros en \( K \). Su actividad vale 1 y no aparecen.
- Pensar que la presión cambia \( K \). Cambia las concentraciones, no la constante.
- Aplicar el efecto de la presión cuando \( \Delta n = 0 \). Si hay el mismo número de moles de gas de los dos lados, comprimir no desplaza nada.
- Esperar que un catalizador mejore el rendimiento. Mejora el tiempo, no el punto de llegada.
- Confundir \( K \) grande con reacción rápida. Son cosas distintas: una es equilibrio, la otra cinética.
06Autoevaluación
¿De qué depende la constante de equilibrio?
Solo de la temperatura. Ni la presión, ni las cantidades iniciales, ni un catalizador la modifican.
¿Hacia dónde se desplaza un equilibrio al comprimirlo?
Hacia el lado con menos moles de gas. Si hay el mismo número de los dos lados, no se desplaza.
¿Qué le pasa a \( K \) de una reacción exotérmica al calentar?
Disminuye: el sistema se desplaza hacia el lado endotérmico, que es el de los reactivos.
¿Para qué sirve comparar \( Q \) con \( K \)?
Para saber en qué sentido va a evolucionar el sistema. Si \( Q \lt K \), hacia productos.
¿Por qué el proceso Haber-Bosch usa 200 atmósferas?
Porque la reacción va de cuatro moles de gas a dos, y la presión desplaza el equilibrio hacia el amoníaco.
¿Por qué no se lo hace a baja temperatura, ya que es exotérmico?
Porque ahí la cinética es impracticablemente lenta. El punto elegido es un compromiso entre equilibrio y velocidad.
07Para ampliar
- Raymond Chang y Kenneth A. Goldsby. Química. 12.ª ed., McGraw-Hill, 2017. El capítulo 14: constante de equilibrio, cociente de reacción y Le Chatelier, con el proceso Haber desarrollado.
- Peter Atkins y Julio de Paula. Química física. 10.ª ed., Editorial Médica Panamericana, 2018. El equilibrio desde la energía libre de Gibbs, que es de donde sale van 't Hoff.
- Ralph H. Petrucci y otros. Química general. 11.ª ed., Pearson, 2017. Problemas resueltos de equilibrio en fase gaseosa, con el método de la tabla de avance.