Un equilibrio químico es la situación en que la proporción entre las cantidades de reactivos y productos en una reacción química que se mantiene constante a lo largo del tiempo. Fue estudiado por primera vez por el químico francés Claude Louis Berthollet en su obra Essai de Statique Chimique de 1803.
Varias reacciones químicas son consideradas reversibles, es decir, como los productos son formados por la reacción entre los reactivos, los productos reaccionan entre sí y regeneran nuevamente los reactivos. Ese proceso continúa en los dos sentidos hasta que se alcance el equilibrio químico, que es cuando la tasa de desarrollo o velocidad dos de los sentidos de la reacción (directo e inverso) se vuelve igual.
Por ejemplo, el sulfato de cobre (II) pentahidratado o sulfato cúprico pentahidratado presenta color azul y podemos causar una transformación química por calentarlo. Así, él pierde su agua de hidratación y queda de color blanco. Pero esa reacción es reversible, pues basta añadir agua a la sal deshidratada que él vuelve a quedar azul.
Existen muchas otras reacciones en la naturaleza que son reversibles y pueden alcanzar el equilibrio químico.
Para el equilibrio químico son necesarias las siguientes condiciones:
- Sistema cerrado.
- Velocidad de la reacción directa igual a velocidad de la reacción inversa.
- Reacción reversible.
- Concentraciones o presiones parciales (en el caso de los gases) constantes con el tiempo.
Macroscópicamente, creemos que el sistema está parado, como si no hubiese más reacción. Sin embargo, microscópicamente el equilibrio es dinámico, los reactivos están constantemente transformándose en los productos y los productos, en los reactivos, con la misma velocidad. Eso es simbolizado en la ecuación química por la doble flecha (↔).
Un ejemplo de reacción reversible es la de la producción de amoníaco (NH3), a partir del gas hidrógeno (H2) y del gas nitrógeno (N2) que forma parte del Proceso de Haber:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ΔH=-22 kcal
Nótese que la doble flecha significa que la reacción ocurre en los dos sentidos.
Henri Le Chatelier (1850-1936) planteó el siguiente principio: Si una perturbación es aplicada a un sistema en equilibrio, el equilibrio se alterará para reducir el efecto de la perturbación (Principio de Le Chatelier).
El equilibrio químico está muy presente en la vida cotidiana y en la naturaleza, él puede sufrir un desplazamiento y existen diversos factores que lo ocasionan.
Ejemplo de equilibrio químico
Una mezcla de hidrógeno (H2), yodo (I2) y yoduro de hidrógeno (HI), cada uno con concentración de 0,0020 mol L-1 es introducida en un recipiente calentado a 490°C. En esta temperatura el valor constante de equilibrio (Kc) es igual a 46 para la siguiente reacción:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
¿Tiene la reacción tendencia a formar más HI? Calculando Qc llegamos al valor de Qc= 1. Como Q < Kc la reacción se procesará en la dirección de la formación de los productos hasta alcanzar el equilibrio, es decir, Qc = Kc. La respuesta es 18.
Equilibrio gaseoso
En sistemas gaseosos también es posible calcular la constante de equilibrio en función de las presiones parciales en el equilibrio (Kp).
Presión parcial/presión total = nº moles/nº moles total
