Equilibrio significa estar en un sitio y no caerse, ni hacia un lado ni hacia el otro. Significa mantener la posición. Es una palabra que viene del latín aequilibrium, formada por "aequus" (igual) y "libra" (balanza). Mantener la balanza.

Vale, ¿y qué tiene esto que ver con la química?

Pues, en el capítulo de las reacciones químicas hemos visto que una reacción es un proceso en el que, desde unos ciertos reactivos se forman una serie de productos.

Pero resulta que algunas reacciones pueden suceder al revés, ¡e incluso mantenerse en equilibrio!

Pero vamos a ver el asunto empezando por el principio:

Reacciones reversibles e irreversibles

Una reacción es irreversible cuando esta sucede en una única dirección y no hay manera de volver atrás. El ejemplo más claro sería coger un papel y quemarlo, que sería una reacción de combustión. Los productos de dicha reacción son estables y no forman de nuevo los reactivos. Otro ejemplo sería la combustión del metano:

$CH_4\:+\:2O_2\:\rightarrow\:CO_2\:+\:2H_2O$

Una reacción es reversible cuando los productos formados pueden volver a reaccionar entre sí para formar nuevamente los reactivos originales. Esto es, que el proceso funcione al revés. Por ejemplo, la formación de amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno. El amoníaco formado puede volver a descomponerse en hidrógeno y nitrógeno.

$N_2\:(g)\:+\:3H_2\:(g)\:\leftrightarrow\:2NH_3\:(g)$

Observa que las reacciones reversibles se expresan con flechas en ambos sentidos.

¿Qué es el equilibrio químico?

Cuando en una reacción reversible la velocidad a la que se forman los productos es la misma que la velocidad a la que se regeneran los reactivos, se dice que existe un equilibrio químico.

En el ejemplo que hemos mencionado anteriormente, sobre la producción de amoníaco, el equilibrio que se produce es así:

$N_2\:(g)\:+\:3H_2\:(g)\:\leftrightarrow\:2NH_3\:(g)$

Alcanzado un punto, la velocidad de la reacción es la misma en ambos sentidos, habiéndose alcanzado el equilibrio.

Muchos químicos ganan su dinero buscando maneras de romper el equilibrio, y por ejemplo en este caso, si queremos producir amoníaco, no nos conviene que este vuelva a deshacerse.

Queremos que se produzca, y punto.

Queremos cambiar el equilibrio para aumentar la formación de productos.

El equilibrio no necesariamente está en el punto medio

Es muy importante entender que el equilibrio químico significa un balance entre las velocidades a las que se forman productos y la regeneración de estos.

Pero este balance no tiene por qué darse a la mitad del proceso.

Puede ser que se produzca este balance casi al final cuando ya quedan muy pocos reactivos, o nada más empezar.

Según el momento en el que se da el equilibrio, distinguimos entre:

  • Equilibrio central: cuando el equilibrio se da al haberse convertido la mitad de reactivos.
  • Equilibrio a la derecha: cuando más de la mitad de reactivos permanecen como productos.
  • Equilibrio a la izquierda: cuando menos de la mitad de reactivos permanecen como productos.
  • Reacciones que no proceden: cuando el equilibrio se da tan pronto, que casi no se forman productos.
  • Reacciones que proceden hasta el completamiento: cuando el equilibrio se da cuando ya casi se han gastado todos los reactivos.

Es importante saber que la reacción en sí nunca termina. No es que llega un momento en el que “ya no pasa nada”, sino que la reacción sigue produciéndose hacia un lado y hacia el otro, con lo que aparentemente no pasa nada, y de hecho las concentraciones de reactivos y de productos permanecen prácticamente inalteradas.

De hecho, esas concentraciones son las que se utilizan para caracterizar el equilibrio:

Constante del equilibrio

Dada una reacción reversible en equilibrio, como la siguiente:

$a\:A\:+\:b\:B\:\leftrightarrow\:c\:C\:+\:d\:D$

Donde A, B, C y D son los reactivos y productos y a, b,c y d los coeficientes estequiométricos.

Un equilibrio químico se puede caracterizar mediante una constante de equilibrio químico, que no es más que la relación entre las concentraciones de productos y reactivos, expresada de la forma:

$K\:=\:\dfrac{[C]^c\:\cdot\:[D]^d}{[A]^a\:\cdot\:[B]^b}$

Donde las concentraciones se expresan en su molaridad.

La manera de determinar esta constante sería irnos al laboratorio, realizar la reacción, dejarla un rato hasta que se equilibre, medir las concentraciones, y calcular la relación entre ellas.

Muchos químicos ya han hecho esta operación para miles de reacciones que producen un equilibrio, y dichas constantes pueden encontrarse en tablas de constantes de equilibrio.

La gracia del asunto está en que da igual cuál sea la cantidad de reactivos que pongamos a interaccionar, las concentraciones siempre se mantienen.

Y de hecho, si hemos alcanzado el equilibrio, y somos tan ingeniosos que se nos ocurre meter reactivos o productos desde otro bote, el equilibrio se reestrcuturará, empujando la reacción hacia el lado opuesto, para que la relación entre las concentraciones vuelva a ser la misma.

Este fenómeno tiene un nombre, en honor a la persona que lo descubrió:

El principio de Henri Louis Le Châtelier

Dice:

“Si tenemos un equilibrio químico y alteramos las concentraciones, la reacción se desplaza hacia un lado u otro haciendo que se contrarreste la alteración”.

Así de genial.