EQUILIBRIO QUÍMICO

1.CONCEPTOS GENERALES:

1.1. EQUILIBRIO:Es aquel estado en el que no se observan cambios durante el tiempo transcurrido.

1.1.1. EQUILIBRIO FÍSICO:

El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio

físico por que los cambios que suceden son procesos físicos. La

evaporación de agua en un recipiente cerrado a una determinada

temperatura, en este caso el número de moléculas de H2O que dejan la

fase liquida y la que vuelven a ella es el mismo.

El La EVAPORACIÓN DEL AGUA EN UN RECIPIENTE CERRADO A UNA

TEMPERATURA DETERMINADA.

1.1.2. EQUILIBRIO QUÍMICO:

Es un proceso dinámico, en el que participan distintas sustancias como

reactivos y productos. El equilibrio químico es el estado en el que las

actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos

no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el

estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia

adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de

reacción de las reacciones directa e inversa son iguales, no hay cambios

netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos;

Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las

moléculas de reactivos siguen formando moléculas de productos, y estas a

su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos.

GRAFICA RAPIDEZ DE REACCIÓN VERSUS TIEMPO(T)

A. LEY DEL EQUILIBRIO QUIMICO

En 1864, los científicos GULDBERG Y WAAGE

encontraron que la velocidad de una

reacción química es proporcional a las masas

activas de las sustancias reaccionantes. El

término “MASA ACTIVA” se refiere a la

concentración, o sea a los moles por unidad

de volumen y no a la masa total de la

sustancia reaccionante .avanzando más en su estudio, GULDBERG Y WAAGE

concluyeron diciendo que “la velocidad de una reacción química es proporcional a

la concentración molar de cada sustancia, elevada a una potencia que es el

número del coeficiente de la ecuación química dada en dicho proceso.

aA + bB +….. dD +eE +…..

Velocidad de la reacción directa: k1[A]a[B]b………..

Velocidad de la reacción inversa: k2[D]d[E]e……….

Donde k1 y k2 son constantes de proporcionalidad A y B las sustancias

reaccionantes, D y E los productos, siendo las letras minúsculas los coeficientes en

la ecuación química balanceada.

Ahora como en el equilibrio ambas velocidades son iguales resulta que:

K1[A]a[B]b…………= k2[D]d[E]e………

k1k2

= [D ]d [E ]e…….[A ]a[B ]b……

=kc

Donde kc es la constante de equilibrio formulada a bases de las concentraciones.

Es así que en 1867, GULBERG Y WAAGE al formular la ecuación establecieron la

LEY DE ACCION DE MASAS , que la definieron en la forma siguiente:

“en el estado de equilibrio existe una relación constante entre el producto de las

concentraciones de los cuerpos que resultan de la reacción y el producto de las

concentraciones que en este momento quedan de los cuerpos reaccionantes,

elevada cada concentración a una potencia que es el coeficiente de su fórmula en

la ecuación química balanceada de la reacción”

En esta forma se resolvió uno de los más importantes problemas de la

fisicoquímica, cual es el averiguar la extensión en que tienen lugar las reacciones

químicas. La ley del equilibrio químico resultas ser la ley más importante de la

fisicoquímica. Su correcta aplicación nos indica que procedimiento es necesario

para aumentar la producción de una sustancia deseada por una reacción química,

o lo que debería hacerse para disminuir la formación de una sustancia indeseable.

Permite el estudio del equilibrio iónico en las soluciones y señala las precauciones

que se deben tomar en química analítica.

La ecuación matemática de la ley de acción de las masas o ley general del

equilibrio químico. Como el valor numérico de la constante kc se refiere, en cada

caso, a una temperatura determinada la ecuación suele determinarse ISOTERMA

DE REACCION. A cada temperatura, KC tiene un valor definido, dependiendo de la

reacción.

La formulación de las expresiones de equilibrio requiere conocimiento amplio de la

química de los sistemas reaccionantes. Las sustancias involucradas en una

expresión de equilibrio deben ser solo aquellas señaladas en la ecuación química.

El equilibrio químico, función de la concentración y dela temperatura, se ha

interpretado así, como el resultado de dos procesos opuestos que poseen

diferentes velocidades de reacción, que llegan a ser iguales en el equilibrio, el cual

es dinámico y no estático según los propios GULDBERG Y WAAGE. Se remarca

también que las velocidades de ambas reacciones son, en cada momento,

proporcionales a las concentraciones en moles por litro que en ese instante tienen

las sustancias que toman parte de la reacción. Esto está justificado por la TEORÍA

CINÉTICA, la cual dice que el número de choques eficaces, o sea aquellos que van

seguidos de una combinación, es proporcional a las concentraciones moleculares.

B. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

Para emplear las constantes de equilibrio es necesario expresarlas en términos de

concentraciones de reactivos y de productos . la única guía con que se cuenta es la

ley de acción de masas, que es la formula general para encontrar las

concentraciones de equilibrio. Sin embargo, como las concentraciones de reactivos

y de productos se pueden expresar en distintas unidades , y dado que las especies

que reaccionan no siempre están en la misma fase, es probable que haya mas de

un modo de expresar la constante de equilibrio para la misma reacción.

La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es

favorable a los productos o a los reactivos .

si k»1 (es decir mucho mayor que 1), el equilibrio se desplazara hacia la

derecha y favorecerá a los productos .

si k«1(es decir mucho menor que 1), el equilibrio se desplazara a la

izquierda y favorecerá a los reactivos.

En general en la constante de equilibrio no se incluyen unidades en termodinámica

k se define en términos de actividades en vez de concentraciones.

Para un sistema ideal , la actividad de una sustancia es la proporción de su

concentración( o presión parcial) en relación con un valor estándar, el cual es

1M(o 1 atm ). Este procedimiento elimina todas las unidades pero no modifica la

magnitud de la concentración o de la presión. En consecuencia , k no tiene

unidades . este procedimiento se aplicara también en los equilibrios acidos -bases

y en los equilibrios de solubilidad.

Para sistemas no ideales , las actividades no son exactamente iguales a las

concentraciones , desde el punto de vista numérico . en algunos casos las

diferencias pueden ser apreciables.

C. ¿QUÉ INFORMACIÓN NOS BRINDA LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO?

La constante de equilibrio para una reacción dad se calcula a partir de las

concentraciones en el equilibrio conocidas. Sin embargo cuando ya se conoce el

valor de la constante de equilibrio, se usa para calcular las concentraciones

desconocidas en el equilibrio.

La constante ayuda a predecir la dirección en la que procederá

una reacción para que esta logre el equilibrio

permite calcular las concentraciones de los reactivos y de los

productos una vez alcanzado el equilibrio.

C.1. predicción de la dirección de la reacción

Para las reacciones que no han logrado el equilibrio, al sustituir las

concentraciones iniciales en la expresión de la constante de equilibrio se obtiene

un cociente de reacción (Qc), en lugar de la constante de equilibrio. Para

determinar en que dirección procederá la reacción neta para llegar al equilibrio, se

compara los valores de Qc y Kc, pueden darse las siguientes situaciones:

Si Qc = Kc Las concentraciones iniciales son concentraciones de equilibrio. El

sistema esta en equilibrio.

Si Qc < Kc La relación de las concentraciones iniciales es pequeña. Para alcanzar

el equilibrio, los reactivos deben convertirse en productos, y el sistema

procede de izquierda a derecha.

Si Qc >Kc La relación entre las concentraciones iniciales es muy grande. Para

alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos

de tal manera que el sistema procede de derecha a izquierda.

Por ejemplo: Una mezcla de hidrógeno (H2), Iodo (I2) e Ioduro de Hidrógeno (HI)

cada uno con concentración de 0,0020 mol L-1, es introducida en un recipiente

calentado a 490ºC

A esta temperatura el valor de la constante de equilibrio (K) es igual a 46 para la

siguiente reacción:

Indicamos si la reacción tiene tendencia de formar más HI o no.

La solución: Calculamos el valor de Q y comparamos con K. esperamos que las

concentraciones de los reactivos y productos sean semejantes unas de otras.

Podemos anticipar que, más allá que pueda haber una pequeña tendencia de la

reacción a trasladare hacia los productos o reactivos, la extensión de la reacción

será bien pequeña.

El cociente de la reacción es:

Como Q < K (K= 46), sabemos que el numerador – concentración de producto – es

muy pequeña para que la composición del sistema corresponda a un estado de

equilibrio.

Por tanto, la reacción tiene tendencia a continuar en dirección al lado de más

formación de productos y consecuentemente asumir más reactivos.

C.2. Cálculo de las concentraciones en el equilibrio

Si se conoce la constante de equilibrio para una reacción dada, es posible calcular

las concentraciones de las sustancias en el equilibrio a partir de las

concentraciones iniciales de los reactivos.

Por ejemplo: La constante de equilibrio (Kc) para el siguiente sistema:

cis−estilbeno←→

trans−estilbeno

Es 24,0 a 200ºC. Suponga que el inicio solo esta presente cis-estilbeno a una

concentración de 0,850 mol/L. ¿Cómo se calcularían las concentraciones de cis-

estilbeno y trans-estilbeno en equilibrio? De la estequiometria de la reacción se ve

que por cada mol de cis-estilbeno transformado, se genera un mol de trans-

estilbeno. Sea x la concentración de equilibrio de este compuesto en mol/L; por lo

tanto, la concentración de cis-estilbeno debe ser (0,850-x)mol/L. Conviene resumir

en una tabla los cambios de concentración de las especies como sigue:

cis−estilbeno←→

trans−estilbeno

Inicial

(M)

0,850 0

Cambio

(M)

-x +x

Equilibri

o (M)

0,850

-x

X

Un cambio positivo (+) representa un incremento de la concentración en el

equilibrio y un cambio negativo (-) una disminución de esa concentración. A

continuación se escribe la expresión de la constante de equilibrio.

K c=⌊ trans−estilbeno ⌋

[cis−estilbeno ]

24,0= x0,850−x

x=0,816M

Una vez resuelta x, se calculan las concentraciones en el equilibrio de cis-estilbeno

y trans-estilbeno como sigue:

[cis−estilbeno ]=(0,850−0,816 )M=0,034 M

[Trans−estilbeno ]=0,816M

Para verificar los resultados, es posible usar las concentraciones de equilibrio y

calcular Kc.

A continuación se resume el método descrito para resolver problemas de

constante de equilibrio:

Exprese las concentraciones en el equilibrio de todas las especies en términos de las

concentraciones iníciales y una sola variable x que representa el cambio de

concentración.

Escriba la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones

en el equilibrio. Si se conoce el valor de la constante de equilibrio, despeje y obtenga el

valor de x.

Una vez conocida x, calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies.

D. ECUACIONES REVERSIBLES:

Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (↔). Generalmente se

lleva a cabo en un sistema cerrado, entonces los productos que se forman

interactúan entre si para reaccionar en sentido inverso (←) y regenerar los

productos. Luego de cierto tiempo, la velocidad de reacción directa (→) e inversa

(←) se igualan, estableciéndose entonces el equilibrio químico.

Sea una reacción genérica

Donde:

V1 e V2 son las velocidades

En el momento del equilibrio, las concentraciones [A], [B], [C], [D] son constantes,

pero no necesariamente iguales.

Ejemplos:

1. CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)

2. N2(g) + 3H2(s) ↔ 2NH3(g)

3. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g)

2. ESCRITURA DE LAS EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE LAS CONSTANTES DE

EQUILIBRIO

2.1. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO:

Un equilibrio homogéneo es aquel en el que los reactantes y los productos

se encuentra en un mismo estado de la materia, es decir en una misma

fase.

La metanación catalítica es un ejemplo de un equilibrio homogéneo pues

todas las especies químicas en la mezcla de la reacción se encuentran en fase

gaseosa.

2.2. EQUILIBRIO HETEROGÉNEO:

Un equilibrio heterogéneo por el contrario es aquel en el que las especies

químicas de la mezcla de la reacción se encuentran en diferentes estados de

la materia, es decir en diferentes estados químicos.

Tomemos por ejemplo el caso de la oxidación del hierro metálico por parte

del vapor de agua para producir tetraóxido de trihierro y gas de hidrógeno

molecular.

2.3. LA REPRESENTACION DE K Y LA ECUACION DE EQUILIBRIO

Existen dos reglas importantes para escribir las constantes de equilibrio

1ºcuando la ecuación de una reacción reversible se escribe en dirección

opuesta ,la constante de equilibrio es el inverso de la constante de equilibrio

original.

N2O4(g) 2NO2(g)

Entonces, a 25oC

Kc =[N O2]

2

[N2O 4] =4.63×10-3

Sin embargo, podemos representar de igual manera el equilibrio como

2NO2(g) N2O4(g)

Y la constante de equilibrio estará dada ahora por

K´C = [N ¿¿2O4 ]

[NO¿¿2]2¿¿= 1K c

=1

4.63×10−3=216

Como se observa, Kc =1K´ c

. tanto Kc como K´c son constantes de equilibrio validas ,

pero no tiene sentido decir que la constante de equilibrio para el sistema NO2-N2O4

es 4.63×10-3 o 216 si no se especifica como esta escrita la ecuación de equilibrio.

2º el valor de K también depende de como este balanceada la ecuación del

equilibrio . al examinar los exponentes en las siguientes expresiones que describen

el mismo equilibrio:

12

N2O4(g) NO2(g) K´c =[N O2]1

¿¿

N2O4(g) 2NO2(g) KC = [N ¿¿2O4 ]

[NO¿¿2]2¿¿

De acuerdo con la ley de acción de masas , cada termino de concentración en la

expresión de la constante de equilibrio esta elevado a una potencia igual a su

coeficiente estequiometrico. Por lo tanto , si se duplica una ecuación química , la

constante de equilibrio correspondiente será el cuadrado de su valor original ; si se

triplica la ecuación , la constante de equilibrio será el cubo del valor original , y asi

sucesivamente. El ejemplo del sistema NO2-N2O4 muestra una vez que es preciso

escribir la ecuación química cuando se da el valor numérico de una constante de

equilibrio.

Equilibrios múltiples: si una reacción se puede expresar como la suma de dos o

más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el

producto de las constantes de equilibrio de la reacción es individuales.

3. PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se desplazara una

reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen

o temperatura.

Esta regla conocida como el principio de le chatelier fue postulado por primera vez

por el químico industrial francés HENRI LOUIS LE CHATELIER(1850-1936).el

principio de le chatelier se enuncia como sigue: si un sistema en equilibrio es

perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los

componentes, el sistema desplazara su posición de equilibrio de modo que se

contrarreste el efecto de la perturbación.

El PRINCIPIO DE LE CHATELIER se utiliza para hacer predicciones cualitativas acerca

de la respuesta de un sistema en equilibrio ante diversos cambios en las

condiciones externas. Consideremos tres formas de perturbar un equilibrio

químico:(1)agregar o quitar un reactivo o producto,(2)modificar la presión y

(3)cambiar la temperatura.

3.1. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUIMICO

3.1.1. CAMBIOS DE CONCENTRACION DE REACTIVOS O PRODUCTOS

Un sistema en equilibrio es un estado dinámico y alterar las condiciones del

sistema puede perturbar el estado de equilibrio. Si esto ocurre, el equilibrio se

desplaza hasta que se alcanza un nuevo estado de equilibrio. El principio de le

chatelier afirma que el desplazamiento ocurrirá en el sentido que reduzca al

máximo o atenué el efecto del cambio. Por consiguiente, si un sistema químico

está en equilibrio y se agrega una sustancia (ya sea un reactivo o un producto),la

reacción se desplazara de modo que se restablezca el equilibrio consumiendo

parte de la sustancia agregada. A la inversa, eliminar una sustancia provocara que

la reacción se desplace en el sentido que forma más de esa sustancia.

3.1.2. CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESION

Los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de las

especies reactivas en fase condensada, ya que los liquidos y los solidos son

prácticamente incompresibles. En cambio , las concentraciones de los gases son

muy susceptibles a los cambios de presión .

Si un sistema esta en equilibrio y se reduce su volumen, con lo cual aumenta su

presión total, el principio de le chatelier indica que el sistema responderá

desplazando su posición de equilibrio a fin de reducir la presión. Un sistema puede

reducir su presión disminuyendo el numero total de moléculas de gas(menos

moléculas de gas ejercen una presión menor).por tanto, a temperatura constante,

reducir el volumen de una mezcla gaseosa en equilibrio provoca que el sistema se

desplace en la dirección que reduzca el numero de moles del gas . a la inversa , un

aumento de volumen provoca un desplazamiento en la dirección que produce mas

moleulas de gas.

Es importante recordar que los cambios de presión y volumen no modifican el

valor de la constantante de equilibrio en tanto la temperatura permanezca

constante. Lo que hacen es alterar las presiones de las sustancias gaseosas .

Es posible modificar la presión total del sistema sin cambiar su volumen. Por

ejemplo, la presión aumenta sis se agrega mas de cualquiera de los componentes

reaccionantes al sistema. Ya hemos visto como manejar un cambio de

concentración de un reactivo o producto.tambien se podría aumentar la presión

total dentro del recipiente de reacción agregando un gas que no intervenga en el

equilibrio. Por ejemplo, se podría agregar argón al sistema de amoniaco en

equilibrio. El argón no alteraría la presión parcial de ninguno de los componentes

reaccionantes y , por tanto, no provocaría un desplazamiento del equilibrio.

3.1.3. CAMBIOS EN LA TEMPERATURA

las reglas de la dependencia de la constante de equilibrio respecto de la

temperatura se deducen aplicando el PRINCIPIO DE LE CHATELIER . una forma

sencilla de hacer esto consiste en tratar el calor como si fuese un reactivo químico.

En una reacción endotérmica se puede considerar el calor como un reactivo, en

tanto que en una reacción exotérmica conviene considerarlo como un producto.

ENDOTERMICA: Reactivos + calor productos

EXOTERMICA: Reactivos productos + calor

Cuando se aumenta la temperatura, es como si se hubiese agregado un reactivo o

un producto, esto es, el calor en exceso.

en una reacción endotérmica se absorbe calor conforme los reactivos se

transforman en productos ,por tanto, un aumento de temperatura desplaza el

equilibrio a la derecha, en dirección a los productos , y la constante de equilibrio

aumenta.

En una reacción exotérmica ocurre lo contrario. Se absorbe calor a medida que los

productos se transforman en reactivos,por lo que el equilibrio se desplaza a la

izquierda y la constante de equilibrio disminuye. Estos resultados se resumen

como siguen:

ENDOTERMICA: aumentar T da por resultado que Keq aumente.

EXOTERMICA: aumentar T da por resultado que Keq disminuya

Enfriar una reacción produce el efecto opuesto al de calentarla.conforme se

reduce la temperatura, el equilibrio de la reacción se desplaza al lado que produce

calor. Asi, al enfriar una reacción endotérmica cambia el equilibrio a la izquierda y

la Keq disminuye. Enfriar una reacción exotérmica desplaza el equilibrio a la

derecha y aumenta Keq.

3.1.4. EFECTO DE LOS CATALIZADORES

¿Qué ocurre si se agrega un catalizador a un sistema quimico en equilibrio?

Un catalizador reduce la barrera de energía de activación entre reactivos y

productos. La energía de activación de la reacción directa se reduce en la misma

medida que la de la reacción inversa. El catalizador aumenta la rapidez de la

reacciones directa e inversa. En consecuencia, un catalizador aumenta la rapidez

con la que se alcanza el equilibrio, pero no modifica la composición de la mezcla de

equilibrio. La presencia de un catalizador no influye en el valor de la constante de

equilibrio de una reacción.

La rapidez con la que una reacción se aproxima al equilibrio es una importante

consideración práctica. Por ejemplo considere la síntesis del amoniaco a partir de

N2 y H2. Al proyectar un proceso de síntesis de amoniaco, haber tuvo que tratar

con una rápida disminución de la constante de equilibrio al aumentar la

temperatura. A temperaturas suficientemente elevadas para alcanzar una

velocidad de reacción satisfactoria, la cantidad de amoniaco que se formaba era

demasiado pequeña. La solución a este dilema fue descubrir un catalizador capaz

de producir una aproximación razonablemente rápida al equilibrio a una

temperatura lo bastante baja, de modo que la constante de equilibrio conservase

un valor razonablemente grande. El descubrimiento de un catalizador idóneo se

convirtió, por tanto, en el foco de los esfuerzos de investigación de haber.

Después de probar diversas sustancias para saber cuál sería la más eficaz, haber

opto finalmente por hierro mezclado con óxidos metálicos. Todavía se utilizan

variantes de la formulación del catalizador original. Estos catalizadores hacen

posible una aproximación razonablemente rápida al equilibrio a temperatura de

alrededor de 400 a 500 C y presiones de gas de 200 a 600 atm. Se necesitan

grandes presiones para obtener un grado satisfactorio de conversión en el

equilibrio. Si se , pudiese hallar un mejor catalizador, capaz de provocar una

reacción suficientemente rápida a temperaturas por debajo de 400 a 500 C, sería

posible alcanzar el mismo grado de conversión en el equilibrio a presiones mucho

menores. Esto daría por resultado grandes ahorros en el costo del equipo para la

síntesis de amoniaco. En vista de la creciente demanda de nitrógeno como

fertilizante, la fijación de nitrógeno es un proceso cada vez más importante.

4. APLICACIONES:4.1. PROCESO DE FORMACIÓN DEL AMONIACO – PROCESO HABER

SINTESIS DEL AMONIACO

El proceso "Haber", para la síntesis del amoníaco, es una reacción en fase gaseosa en el cual se usa un catalizador heterogéneo para promover la velocidad de reacción

Para obtener un mayor rendimiento de la reacción:

N2(g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3(g)

Se podría pensar en llevarla a altas presiones, obteniendo así un mayor rendimiento por la naturaleza de la reacción. Por otro lado podemos notar que es una reacción exotérmica, lo que nos dice que la constante de equilibrio disminuye si la temperatura aumenta, por lo que se obtendría un mayor rendimiento de amoníaco si la reacción se llevase a cabo a la menor temperatura posible. Además sería ideal realizarla a bajas temperaturas ya que el punto de ebullición del amoníaco está alrededor de los -33,5°C, y por consiguiente a medida de que se forma se condensaría rápidamente y se eliminaría cómodamente del sistema; el hidrógeno y el nitrógeno seguirían siendo gases a esa temperatura. Entonces la reacción se desplazaría de izquierda a derecha.

No es por casualidad que estas condiciones coinciden con las establecidas en plantas industriales, donde se trabajan con presiones de hasta 500 atmósferas. La única contradicción es que la separación se lleva a unos 500°C, condición que baja el rendimiento y es muy costosa, pero por otro lado esta aumenta la velocidad de producción, cosa que favorece comercialmente hablando. Este es un diagrama de la síntesis industrial del amoníaco a partir del nitrógeno y el hidrógeno.

OBTENCIÓN DEL AMONIACO

El proceso más importante para la obtención del amoniaco a nivel industrial es el método Haber, en el que esta sustancia se obtiene a partir de sus elementos (nitrógeno e hidrógeno).

N2+3H 2H→

2N H 3 H = -11 Kcal/mol

Este proceso constituye un equilibrio químico al que industrialmente se le exigen unas condiciones de máximo rendimiento y máxima velocidad, de forma que resulte económicamente rentable. Por ello, vamos a estudiar, aplicando el Principio de Le Chatelier, los factores que afectan a este equilibrio.

TEMPERATURA

La formación del amoniaco es un proceso exotérmico, lo que implica que para desplazar el equilibrio hacia la formación del amoniaco habrá que disminuir la temperatura. Sin embargo, una disminución de la temperatura hace que disminuya la velocidad de reacción (a temperatura ambiente es muy lenta) y, por tanto, que el proceso no sea rentable desde el punto de vista económico.

PRESIÓN

Según el Principio de Le Chatelier un aumento de la presión hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha, con lo que aumentaría el rendimiento en amoniaco. El inconveniente es que no se puede trabajar a presiones demasiado elevadas, ya que se corre el riesgo de que la instalación en que tiene lugar el proceso no resista.

CATALIZADORES

La presencia de un catalizador acelera la velocidad de reacción, lo que favorece el proceso desde el punto de vista económico. En la síntesis del amoniaco se emplea un catalizador formado por hierro con bajo contenido en óxido metálico.

Industrialmente, para obtener el máximo rendimiento, con las mejores condiciones económicas, en la obtención del amoniaco se sigue el proceso Haber, haciendo pasar una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a través de un catalizador (hierro/óxido de hierro) a temperatura de 500 ºC y una presión de 1000 atm.

El rendimiento obtenido en estas condiciones está comprendido entre el 40% y el 50%. Después de la reacción se enfrían los gases para que se licue el amoniaco y los gases residuales se hacen volver a la cámara de reacción.

OTROS MÉTODOS DE OBTENCIÓN

Industrialmente también puede obtenerse a partir de óxido de calcio, carbono y nitrógeno

CaO+3C→CaC2+CO

CaC2+N2→CaCN 2(cianamidacalcica)

CaCN 2+3H 2O→CaCO3+2N H 3

En el laboratorio se obtiene por acción de una base sobre las sales amónicas

N H 4+O H1−¿→N H 3+¿ ¿ H 2O

En un caso concreto

N H 4Cl+NaOH→N H 3+H 2O+NaCl

4.2.IMPORTANCIA DE LA LEY DE LE CHATELIER EN LA VIDA DE LOS ALPINISTAS

La fisiología del cuerpo humano está muy influida por las condiciones del medio ambiente. Así por ejemplo, cuando los alpinistas pretenden escalar montañas como el Everest, picos de la cordillera del Himalaya, necesitan estar varias semanas aclimatándose a la altitud, pues de lo contrario pueden sufrir fuertes dolores de cabeza, náuseas, cansancio extremo y, en otros casos graves, la victima puede entrar en coma y sobrevenirle la muerte.

Sin embargo, los habitantes del lugar pueden vivir normalmente, de ahí que las expediciones vayan siempre acompañadas de sherpas. Esto se debe a un proceso de hipoxia, que en definitiva no es más que un déficit elevado de oxígeno en los tejidos del organismo.

La combinación del oxígeno con la molécula de hemoglobina (Hb) que lo transporta en la sangre es una reacción compleja que a los efectos de esta lectura la vamos a representar según la reacción siguiente:

Hb (ac) + O2 (g) HbO2 (ac)

Donde HbO2 es la oxihemoglobina0, complejo oxigenado de hemoglobina que es responsable del transporte de oxígeno a los tejidos. La constante de equilibrio es :

Kc = [HbO2]

[Hb][O2]

A una altura de 7000 metros la presión parcial del oxígeno es de 0.07 atm frente a las 0.2 atm el nivel del mar.

El principio de Le Chatelier nos dice que una disminución en la concentración del oxígeno desplazara el equilibrio hacia la izquierda, es decir hacia la producción de menos oxihemoglobina; es precisamente este cambio brusco el causante de la hipoxia.

Si por el contrario, le damos del tiempo suficiente de aclimatación a a altura, el organismo puede compensar este cambio brusco produciendo más moléculas de hemoglobina.

El equilibrio anterior se desplazara entonces de forma gradual de nuevo de izquierda a derecha produciendo más moléculas de oxihemoglobina. El aumento de hemoglobina se lleva acabo muy lentamente y requiere de tres a cuatro semanas para desarrollarlo.

Se ha demostrado que los habitantes de las zonas de gran altitud tiene hasta un 50% más de hemoglobina en sangre que los habitantes de las zonas a nivel del mar.

Muchos atletas de elite recurren a otros procedimientos para aumentar su rendimiento deportivo; tal es el caso de los ciclistas y corredores de atletismo. Para ello suelen tomar la llamada EPO o eritropoyetina, que es una sustancia que, en síntesis genera más glóbulos rojos o eritrocitos encargados de llevar más oxígeno a los músculos, consiguiendo por este procedimiento un aumento n su rendimiento deportivo, bien haciendo más fácil la escalad o consiguiendo grandes marcas de velocidad en atletismo.

La eritropoyetina o EPO es una hormona glucoproteica que en los seres humanos, es producida principalmente por el riñón (90%); el resto se produce en el hígado.

La producción de eritropoyetina es estimulada por la reducción de tensión de oxígeno en los tejidos (hipoxia tisular).

La noradrenalina, la adrenalina y varias prostaglandinas estimulan la producción de EPO. La eritropoyetina producida en el riñón estimula a las células madre de la molécula ósea para que aumente la producción de eritrocitos.

El abuso de la EPO

si bien la EPO se produce de forma natural en el organismo, su utilización sobre un sujeto sano puede tener graves consecuencias. La EPO administrada a un sujeto sano incremente el número de glóbulos rojos en la sangre. Si se combina con la perdida de líquidos causada por el esfuerzo físico el hematocrito puede llegar al 70%. Esto aumenta la viscosidad de la sangre. Al ser más espesa y viscosa, el esfuerzo del corazón para bombearla por todo el organismo también aumenta. En resumen , las posibilidades de que se produzca fallos cardiacos, trombosis pulmonares o infartos de miocardio o cerebrales aumenta peligrosamente.

Aunque no están totalmente demostradas, varias de las muertes ocurridas entre futbolistas italianos y ciclistas que habían corrido el tour se relacionan con el uso de la EPO. Y se ha llegado a afirmar que cuando un atleta eta en tratamiento con EPO, está continuamente conectado a un pulsómetro para identificar inmediatamente cualquier problema que pudiera aparecer.

5. BIBLIOGRAFIA

Brown T., LeMay Jr., Bursten B., Química. La ciencia central. 9º ed.,Mexico , Editorial,Pearson educación,2004

Chang R. Química. Editorial Mc Graw Hill. septima edición en español,2002