Síntesis de Haber y su Carácter Exotérmico o Endotérmico

La síntesis de Haber para la obtención de amoniaco se representa mediante la siguiente ecuación:

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

Si al aumentar la temperatura (T) de un sistema en equilibrio que contiene N₂, H₂ y NH₃, se observa un incremento en la cantidad de nitrógeno e hidrógeno y una disminución en la cantidad de amoniaco, podemos analizar el carácter térmico de la reacción:

• Al aumentar la temperatura, el sistema se desplaza hacia la reacción inversa, es decir, la descomposición del amoniaco en nitrógeno e hidrógeno. Esto se evidencia por el aumento en la concentración de N₂ y H₂ y la disminución de NH₃.
• Según el principio de Le Chatelier, un aumento de temperatura favorece la reacción que absorbe calor (endotérmica). La reacción que absorbe calor es la que contrarresta el cambio introducido.
• Dado que el sistema se desplaza hacia la descomposición del amoniaco al aumentar la temperatura, se concluye que la síntesis de amoniaco en el proceso de Haber es una reacción exotérmica. La reacción inversa (descomposición) es endotérmica, y es esta la que se ve favorecida por el aumento de temperatura. Por lo tanto, la reacción de formación de amoniaco es exotérmica, liberando calor. (ΔH < 0).

Sistema N₂O₄ (g) ⇌ 2 NO₂ (g) en Equilibrio

Consideremos el sistema en equilibrio:

N₂O₄ (g) ⇌ 2 NO₂ (g)

Según el principio de Le Chatelier, si se altera una reacción química en equilibrio por medio de alguna causa externa, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que contrarreste la causa que lo ha alterado, hasta alcanzar un nuevo equilibrio.

Efecto de la Compresión

a. Si se comprime la mezcla (aumenta la presión), el equilibrio se desplaza en la dirección que disminuya la presión. Esto se logra favoreciendo la reacción que produce menos moles gaseosos. En este caso, es la reacción inversa (hacia la izquierda), lo que resulta en una disminución en la cantidad de NO₂.

Efecto del Aumento de Temperatura

b. Si al aumentar la temperatura aumenta la concentración de dióxido de nitrógeno (NO₂), esto indica que se está favoreciendo la reacción directa. Según el principio de Le Chatelier, un aumento de temperatura favorece la reacción endotérmica. Por lo tanto, la descomposición del tetraóxido de nitrógeno (N₂O₄) es un proceso endotérmico.

Obtención Industrial de Metanol

La obtención industrial de metanol se realiza mediante la hidrogenación del monóxido de carbono, según la siguiente reacción:

CO(g) + 2H₂(g) ⇌ CH₃OH(g) ΔH = -125 kJ/mol

Se analiza cómo varía la concentración de metanol en diferentes situaciones:

1. Aumento de la temperatura: La reacción es exotérmica (libera calor). Al aumentar la temperatura, se favorece la reacción inversa (que absorbe calor), lo que disminuye la concentración de metanol.
2. Adición de un catalizador: Un catalizador no afecta el equilibrio. Solo aumenta la velocidad a la que se alcanza el equilibrio, pero la concentración de metanol en el equilibrio no cambia.
3. Aumento de la concentración de hidrógeno: Al aumentar la concentración de hidrógeno (H₂), el sistema se desplaza para contrarrestar este cambio, favoreciendo la reacción directa, que produce más metanol. Por lo tanto, aumentará la concentración de metanol.
4. Disminución de la presión: La reacción tiene más moles de gas en los reactivos (CO + 2H₂) que en los productos (CH₃OH). Al disminuir la presión, el sistema favorece la reacción inversa (hacia donde hay más moles de gas), lo que disminuye la concentración de metanol.

Energía de Activación

La energía de activación es la energía mínima necesaria para que se forme el complejo activado a partir de los reactivos. Cuanto menor sea esta energía, menos energía se necesitará para formar el complejo activado y más rápida será la reacción. Es la energía necesaria para que la reacción comience, pero parte de esta energía se recupera durante el transcurso de la reacción. No debe confundirse con la energía intercambiada en una reacción, que viene dada por la variación de entalpía.

Producción Industrial de Amoniaco (Método Haber)

La producción industrial de amoniaco por el método Haber se basa en el siguiente equilibrio:

N₂ (g) + 3 H₂ (g) ⇌ 2 NH₃ (g), ΔH < 0

Se analiza el efecto de diferentes factores en la producción de amoniaco:

• Disminución de la presión: Al disminuir la presión, el equilibrio se desplaza hacia donde hay más moles gaseosos, es decir, hacia la izquierda (reactivos). Esto perjudica la obtención de amoniaco.
• Aumento de la temperatura: Dado que la reacción es exotérmica (ΔH < 0), un aumento de temperatura favorece la reacción inversa (endotérmica), disminuyendo la producción de amoniaco.
• Extracción de amoniaco: Al extraer amoniaco a medida que se forma, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, favoreciendo la formación de más amoniaco.
• Presencia de un catalizador: Un catalizador no altera la situación de equilibrio. Solo acelera la velocidad a la que se alcanza el equilibrio.

Proceso de Obtención de Metanol

Industrialmente, el metanol se puede obtener por hidrogenación del monóxido de carbono, según el proceso:

CO(g) + 2H₂(g) ⇌ CH₃OH(g) (ΔH < 0)

• Aumento de la presión: Favorece la reacción que disminuye el número de moles gaseosos, es decir, la reacción directa (formación de metanol).
• Aumento de la temperatura: Favorece la reacción endotérmica, que en este caso es la reacción inversa (descomposición del metanol).
• Adición de H₂O: Al adicionar agua, en la que se disolverá el metanol, se favorece la reacción que forma más metanol (reacción directa).

Reacción en Equilibrio: 4 NH₃(g) + 3O₂(g) ⇌ 2N₂ (g) + 6 H₂O (g) ΔH < 0

• Disminución de la presión: El equilibrio se desplaza hacia donde hay más moles gaseosos, que en este caso es hacia la derecha (productos).
• Aumento de la temperatura: El equilibrio se desplaza favoreciendo la reacción endotérmica. Dado que ΔH < 0, la reacción directa es exotérmica, por lo que el aumento de temperatura favorece la reacción inversa.
• Extracción de agua: Si se elimina agua, el equilibrio se desplaza para formar más agua, favoreciendo la reacción directa.

Cinética Química

Experiencia de Laboratorio

a) En el laboratorio, se estudió la velocidad de la reacción:

Na₂S₂O₃ + 2HCl → H₂SO₃ + S + 2NaCl

Se mezclaron distintas cantidades de Na₂S₂O₃ y HCl. Se observó que el tiempo necesario para que la mezcla se enturbiara (debido a la formación de azufre) dependía de la concentración de tiosulfato sódico. A mayor concentración, menor tiempo y, por tanto, mayor velocidad de reacción. La velocidad de reacción también aumentó al realizar los experimentos a temperatura elevada.

b) La velocidad de una reacción depende de la concentración de los reactivos según la ecuación:

v = k [A]^m [B]ⁿ

A mayor concentración de reactivos, mayor probabilidad de choques efectivos entre las moléculas. La constante de reacción (k) depende de la temperatura según la ecuación de Arrhenius:

k = A e^-Ea/RT

Al aumentar la temperatura (T), aumenta k y, por lo tanto, aumenta la velocidad (v). Un aumento de temperatura incrementa la energía cinética de las partículas, aumentando la probabilidad de choques efectivos.

Alimentos en el Frigorífico y Energía de Activación

a) La conservación de alimentos en el frigorífico está relacionada con la velocidad de reacción. La descomposición de los alimentos se debe a reacciones químicas espontáneas. La velocidad de estas reacciones disminuye a bajas temperaturas.

b) La energía de activación es la energía mínima necesaria para que se forme el complejo activado a partir de los reactivos. Cuanto menor sea, más rápida será la reacción. Los catalizadores reducen esta barrera energética, aumentando la velocidad de reacción sin consumirse en el proceso.

Efecto de un Catalizador en una Reacción en Equilibrio

Los catalizadores no alteran el estado de equilibrio. Solo aumentan la velocidad a la que se alcanza el equilibrio.

Diagrama Energético (Ejercicios 4 y 5)

Ejercicio 4: Para una reacción A + B → C + D, con una energía de activación de 32 kJ/mol para la reacción directa y 58 kJ/mol para la inversa, la reacción es endotérmica. ΔH = 58 – 32 = +26 kJ/mol. En el diagrama energético, los productos tienen más energía que los reactivos.

Ejercicio 5: Se representa una reacción endotérmica genérica. La energía de activación de la reacción directa es mayor que la de la inversa.

4.

5.