Equilibrio Químico: Fundamentos y Factores que lo Afectan

El equilibrio químico es un estado de un sistema químico que se alcanza a una temperatura determinada, para unos valores específicos de las concentraciones de reactivos y productos. En este estado, las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, y las concentraciones netas de las especies permanecen constantes.

Principio de Le Chatelier: Predicción de Cambios en el Equilibrio

Todos los cambios en el equilibrio pueden ser predichos por el Principio de Le Chatelier, que establece: “Si en un sistema en equilibrio se introduce una perturbación externa que altere el equilibrio, dicho sistema evolucionará en el sentido que tienda a contrarrestar la perturbación introducida.”

Efecto de la Concentración

Consideremos la reacción reversible: N₂O₄(g) ⇄ 2 NO₂(g)

• Añadimos más cantidad de N₂O₄: Si aumenta la concentración de N₂O₄, el sistema evolucionará en el sentido en el que se consuma N₂O₄, es decir, hacia la derecha (→), para producir más NO₂.
• Disminuimos el número de moles de N₂O₄ (absorbemos una parte): Si disminuye la concentración de N₂O₄, el sistema evolucionará en el sentido en que se produzca N₂O₄, es decir, hacia la izquierda (←).
• Añadimos más cantidad de NO₂: Al aumentar la concentración de NO₂, el sistema evolucionará hacia la izquierda (←), consumiendo NO₂ para formar N₂O₄.
• Absorbemos una cantidad de NO₂: Al disminuir la concentración de NO₂, el sistema evolucionará hacia la derecha (→), produciendo más NO₂.

Efecto de la Presión y el Volumen

• Aumento de la presión (o disminución del volumen): Si aumenta la presión, el sistema evolucionará en el sentido en el que disminuya el número de partículas gaseosas. Para la reacción N₂O₄(g) ⇄ 2 NO₂(g) (1 mol de gas ⇄ 2 moles de gas), evolucionará hacia la izquierda (←).
• Descenso de la presión (o aumento del volumen): Si disminuye la presión, el sistema evolucionará en el sentido en el que se produzca un mayor número de partículas gaseosas (para así aumentar la presión). Para la reacción N₂O₄(g) ⇄ 2 NO₂(g), evolucionará hacia la derecha (→).

Efecto de la Temperatura

Consideremos la reacción: N₂O₄(g) ⇄ 2 NO₂(g) con ΔH = 57.3 kJ/mol (reacción endotérmica).

• Aumento de temperatura: Si aumenta la temperatura, el sistema evolucionará en el sentido del proceso endotérmico, es decir, hacia la derecha (→), para consumir el exceso de energía.
• Disminución de temperatura: Si disminuye la temperatura, el sistema evolucionará en el sentido del proceso exotérmico, es decir, hacia la izquierda (←), para liberar energía.

Efecto de la Adición de Gases Inertes

• Si añadimos He a volumen constante (V cte): No se perturba el equilibrio porque, aunque la presión total (P_t) aumenta, las concentraciones de los participantes en la reacción permanecen constantes, al igual que sus presiones parciales.
• Si añadimos He a presión constante (P cte): Debido a que el número de partículas gaseosas aumenta, para mantener P constante, el volumen ha de aumentar. Si aumenta el volumen, disminuye la concentración de las sustancias reaccionantes. El sistema evolucionará en el sentido hacia la derecha (→) hasta que se alcance el equilibrio (para la reacción N₂O₄ ⇄ 2 NO₂, donde hay un aumento de moles de gas).

El Catalizador en el Equilibrio Químico

Un catalizador se define como una sustancia que aumenta la velocidad de los procesos directo e inverso de un equilibrio químico en la misma proporción, al disminuir el valor de la energía de activación. Un catalizador no altera la posición del equilibrio, solo acelera su alcance.

Conceptos Fundamentales de Ácido-Base

Clasificación de Ácidos y Bases

Ácidos: De Débiles a Fuertes

NH₃, H₂O, HCN, NH₄⁺, CH₃COOH, HCOOH, HNO₂, HF, HSO₄^–, H₃O⁺, HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HClO₄

Bases Conjugadas: De Débiles a Fuertes

ClO₄^–, I^–, Br^–, Cl^–, HSO₄^–, NO₃^–, H₂O

Reacciones Redox y Electroquímica: Celdas y Electrólisis

Concepto de Reacciones Redox

Concepto Tradicional

• Oxidación: Proceso en el que una sustancia se combina con oxígeno y hay ganancia de oxígeno.
• Reducción: Proceso inverso, por el que una sustancia pierde oxígeno.

Concepto Electrónico (Actual)

• Oxidación: Proceso en el que una especie pierde electrones o un átomo aumenta su número de oxidación.
• Reducción: Proceso en el que una especie gana electrones o un átomo reduce su número de oxidación.
• Oxidante: Toda especie química que toma electrones de otra (se reduce). Tiene facilidad para oxidar a otras especies.
• Reductor: Toda especie química que cede electrones a otra (se oxida). Tiene facilidad para reducir otras especies.

Resumen:

• Especie reductora: nº de oxidación aumenta → se oxida.
• Especie oxidante: nº de oxidación disminuye → se reduce.

Celdas Electroquímicas

Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas o de producir reacciones químicas a partir de corrientes eléctricas.

Celda Galvánica o Voltaica

Una celda galvánica es un dispositivo que obtiene energía eléctrica a partir de reacciones químicas redox espontáneas. Normalmente, una celda está formada por dos semiceldas cuyos electrodos se unen mediante un cable y cuyas disoluciones están en contacto mediante un puente salino.

• Semicelda: Estructura formada por un electrodo y un electrolito en el que se produce una reacción redox. Generalmente está formada por un electrodo metálico, M, sumergido en una disolución de sus iones, Mⁿ⁺.
• Puente Salino: Tubo de vidrio en forma de U lleno de un gel de un electrolito que no influye en la reacción de la celda. Los extremos del tubo se tapan con discos porosos, lo que permite una libre difusión de iones, minimizando la mezcla de las disoluciones interior y exterior del puente.
• Electrolito (o electrólito): Sustancia que contiene iones libres y que es conductora de la electricidad. Es habitual que sean iones en disolución, pero también puede ser una sustancia iónica fundida.
• Electrodo: Conductor que se halla sumergido en una disolución acuosa de una de sus sales. Es el conductor que se utiliza para hacer contacto eléctrico con el electrolito.
• Ánodo: Electrodo en el que se produce la oxidación.
• Cátodo: Electrodo en el que se produce la reducción.

La Pila Daniell: Un Ejemplo Clásico

La Pila Daniell, nombrada en honor a su inventor J.F. Daniell, es la más sencilla de las celdas electroquímicas. Está formada por dos semiceldas, un puente salino y un conductor que cierra el circuito.

• Ánodo (oxidación): Electrodo de Zn en disolución de ZnSO₄. Semirreacción de oxidación: Zn → Zn²⁺ + 2e^–. El metal del electrodo se oxida y pasa a la disolución.
• Cátodo (reducción): Electrodo de Cu en disolución de CuSO₄. Semirreacción de reducción: Cu²⁺ + 2e^– → Cu. Los iones de metal en disolución se reducen y se depositan en el electrodo.
• Puente Salino: Dispositivo que conecta ambas semiceldas y las mantiene eléctricamente neutras para que no acumulen carga que detendría sus reacciones (mantiene el contacto eléctrico entre las dos disoluciones evitando el contacto físico). Suelen ser un tubo de cristal que contiene un electrolito relativamente inerte (disolución de NaCl, KCl, KI o Na₂SO₄) que conduce la electricidad mediante el movimiento de iones. El puente salino impide la mezcla de los electrolitos de las semiceldas con algodón en los extremos del tubo.

Mediante un hilo conductor externo se realiza la transferencia de electrones de un electrodo a otro, e intercalando un voltímetro en el circuito se mide la diferencia de potencial entre los dos electrodos.

Electrólisis y Celdas Electrolíticas

Definición de Electrólisis

La electrólisis es un proceso opuesto a la pila galvánica: se aplica una tensión externa para forzar el paso de corriente a través de un electrolito y forzar así que se produzca una reacción que no es espontánea.

Celdas Electrolíticas

Las celdas electrolíticas están constituidas por un recipiente que contiene el sistema químico reaccionante o medio conductor (electrolito fundido o en disolución). En él se sumergen los dos electrodos conectados a una fuente de corriente continua que suministra los electrones necesarios al cátodo para que tenga lugar una reacción dada.

• Electrolitos: Sustancias que conducen la corriente eléctrica. Suelen ser compuestos iónicos fundidos o disueltos. El medio conductor suele ser el mismo para ambos electrodos, por lo que no es necesario un puente salino.
• Electrodos: Los dos electrodos son de material conductor sólido. Se invierten los signos de tensión respecto a una celda galvánica:
  • Cátodo: Se produce la reducción (conectado al polo negativo de la fuente externa).
  • Ánodo: Tiene lugar la oxidación (conectado al polo positivo de la fuente externa).

Leyes de Faraday de la Electrólisis

• Primera Ley: La masa de un elemento depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la disolución.
• Segunda Ley: Para una determinada carga intercambiada, la masa alterada/liberada/depositada en un electrodo (E) es directamente proporcional al peso equivalente del elemento.

Electrólisis en Soluciones Acuosas

• En solución acuosa, los iones del grupo 1A y Mg²⁺ no se reducen; en su lugar, el H₂O lo hace, produciendo hidrógeno molecular (H₂).
• En solución acuosa, los oxoaniones perclorato (ClO₄^–), permanganato (MnO₄^–), sulfato (SO₄^2-), nitrato (NO₃^–) y fosfato (PO₄^3-) no se oxidan; en su lugar, el H₂O lo hace, produciendo dioxígeno (O₂).
• Cuando la solución acuosa es muy diluida (menor a 0.1 M), no se considera la electrólisis del electrolito, solo la oxidación y reducción del H₂O (electrólisis del H₂O).

Etiquetas: ácido base, celda galvánica, electrólisis, Electroquímica, Equilibrio Químico, pila daniell, Principio de Le Chatelier, reacciones redox