El tratamiento del tema Equilibrio químico puede ser realizado con diferentes niveles de profundidad y permite ser relacionado con otros aspectos de la química. Tiene estrecha vinculación con Reacciones químicas, Estequiometría, Concentración de soluciones, Leyes de los gases, etc., y debe ser tenido en cuenta al tratar aspectos industriales, tecnológicos y económicos en la obtención de los materiales que la sociedad humana requiere.
    Habitualmente, en la tradicional escuela secundaria o nivel polimodal, el tema Equilibrio químico no se llega a dar o se lo trata aisladamente y en forma teórica.
    Es nuestra intención mostrar una forma de relacionar este tema con otros y dar una propuesta de aplicación concreta de los conceptos de equilibrio químico, en el análisis de una situación de la vida cotidiana.
    Se trata del planteo de una situación problemática integradora.

El análisis y la búsqueda de respuestas a esta situación puede ser un buen motivo para discutir algunos conceptos básicos ya trabajados e introducir otros nuevos.

Podemos ir planteando preguntas tales como:
1.-¿Cuándo decimos que una reacción es de descomposición?
2.-¿Qué tipo de sustancia es el carbonato de calcio, simple o compuesta? ¿Y el dióxido de carbono? ¿Cuál es el nombre comercial del CaO?
3.-La ecuación anterior, ¿representa una descomposición total o parcial? ¿Por qué?
4.-¿Qué nos informa el valor DH°= 556 kJ/mol?
5.-¿Qué nos indica la doble flecha?
6.-Si deseamos que se produzca la reacción mencionada con un buen rendimiento, ¿será conveniente trabajar a baja o alta temperatura? ¿Por qué?
7.- Sabemos que para este sistema:
Kc= [CO₂] y Kp= pCO₂
¿Por qué sólo aparece el CO₂ y ninguna de las otras dos sustancias involucradas en el equilibrio?
8.- El sistema alcanza el equilibrio cuando en contacto con el carbonato de calcio existe una determinada concentración o presión parcial de CO₂, ya que Kp= pCO₂. Esta presión de equilibrio es la presión de descomposición del CaCO₃.
¿Qué ocurre si, a una dada temperatura, la presión parcial del CO₂ es inferior a la del equilibrio?
9.- Los valores de la presión parcial del CO₂ para el equilibrio a diversas temperaturas son los siguientes:

Datos extraídos de: Daniels, F. y Alberty, R. Fisicoquimica. Comp.Edit. Continental. México,1965.

La presión del CO₂ en la atmósfera con la que está en contacto el mármol, a temperatura ambiente, se puede calcular teniendo en cuenta que el aire seco contiene (en promedio) un 0,035 %V/V de CO₂.
¿Cuál es el valor de la presión del dióxido de carbono en la atmósfera, a temperatura ambiente? ¿Qué conclusión podríamos extraer respecto de la descomposición del carbonato de calcio en estas condiciones?
10.- A 600°C la Kp de la descomposición del carbonato de calcio, ¿es mayor, menor o igual a la Kp a temperatura ambiente? ¿Por qué?
11.- En la naturaleza el carbonato de calcio se presenta formando parte de diferentes rocas y minerales, como por ejemplo el mármol y la piedra caliza. Una forma de obtener industrialmente cal viva es a partir de piedra caliza. Teniendo en cuenta los datos ya mencionados, ¿cuáles son las mejores condiciones de trabajo?
12.- Este método, ¿es usado en nuestro país? ¿Dónde?
13.- De acuerdo con lo ya visto, sabemos que el carbonato de calcio no se descompone espontáneamente cuando se encuentra en contacto con la atmósfera. Sin embargo, es evidente que los monumentos de mármol sufren corrosión. ¿Cuál es el principal motivo de esta alteración?
14.-Escribir la ecuación correspondiente a la reacción química que puede tener lugar.
15.-¿Es una reacción de óxido-reducción? ¿Por qué?
(Y ahora podríamos derivar en equilibrio redox o en equilibrio ácido-base.)
16.- Con los principales conceptos abordados, elaborar una red conceptual.

Respuestas:
1.-¿Cuándo decimos que una reacción es de descomposición?
Cuando a partir de una sustancia se obtienen dos o más.
2.-¿Qué tipo de sustancia es el carbonato de calcio? ¿Y el dióxido de carbono? ¿Cuál es el nombre comercial del CaO?
El CaCO₃ es una sustancia compuesta, el CO₂ también. La primera es una sal, la segunda un óxido. El nombre comercial del óxido de calcio es cal viva.
3.-La ecuación anterior, ¿representa una descomposición total o parcial? ¿Por qué?
Se trata de una descomposición parcial. El por qué, puede tener dos respuestas, una de ellas es que la descomposición es parcial ya que no todas las sustancias obtenidas son simples, pero también se podría interpretar como que es parcial porque el sistema alcanza un estado de equilibrio (que está indicado por la doble flecha).
4.-¿Qué nos informa este valor?
Se trata de una reacción endotérmica (de izquierda a derecha), el sistema absorbe 556 kJ por cada mol (100 g) de CaCO₃ que se descompone, en condiciones estándar, es decir,
1 atm y 298K (DH0).
5.-¿Qué nos indica la doble flecha?
La doble flecha indica que el sistema puede alcanzar un estado de equilibrio al estar en contacto las tres sustancias en un ámbito cerrado, esto ocurre cuando las velocidades de ambos procesos se igualan.
6.-Si deseamos producir la reacción mencionada con un buen rendimiento, ¿será conveniente trabajar a baja o alta temperatura? ¿Por qué?
Como la reacción es endotérmica de izquierda a derecha, este sentido se ve favorecido al aumentar la temperatura. Por el Principio de Le Chatelier, si un sistema está en equilibrio y se introduce una causa perturbadora, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar el efecto de dicha causa. Por lo tanto, si se aumenta la temperatura del sistema, entregándole energía, el sistema evoluciona en el sentido de absorber energía, es decir, en el sentido endotérmico.
7.- ¿Por qué sólo aparece el CO₂ y ninguna de las otras dos sustancias involucradas en el equilibrio? Se trata de un sistema heterogéneo, para el que se cumple:

Tanto el carbonato de calcio como el óxido de calcio, a temperatura ambiente y presión normal, son sólidos, y sabemos que la densidad de un sólido es constante a una dada temperatura y cambia muy poco si ésta se modifica. El número de moles por dm³ de un sólido permanece sin cambio, ya sea que el sólido esté presente en pequeña o gran cantidad, es por esto que la concentración efectiva de un sólido (en sí mismo) es constante. Entonces quedaría:

Reordenando:

En la práctica, se utiliza K'c , es decir que la "concentración" de los sólidos (y de los líquidos) puros se incorporan a la constante de equilibrio.

De esto surge algo interesante:
En un recipiente cerrado, si la presión parcial de CO₂ , que se encuentra en contacto con el CaCO₃ , es inferior a Kp, el CaCO₃ se convertirá en CaO y CO₂ hasta que pCO₂ = Kp. Si pCO₂ se mantiene inferior a Kp, por ejemplo extrayendo el CO₂ del sistema, o trabajando en un sistema abierto, todo el CaCO₃ se convertirá en CaO y CO₂.
Por otro lado, si la presión parcial del CO₂ se mantiene superior a Kp, todo el CaO se convertirá en CaCO₃. Como vemos, no se alcanza un nuevo estado de equilibrio. Recordemos que en los sistemas gaseosos (homogéneos) en equilibrio, cuando se mantiene constante la presión parcial de alguna de las sustancias involucradas, la reacción nunca procede hasta el agotamiento total de alguna de ellas.
Además, también notamos que en el caso de realizar la reacción en un recipiente cerrado, el rendimiento de la misma no depende de la cantidad de sólido presente. Para una misma presión de equilibrio de CO₂, podemos tener diferentes cantidades de CaO y de CaCO₃ presentes.
8.- El sistema alcanza el equilibrio cuando en contacto con el carbonato de calcio existe una determinada concentración o presión parcial de CO₂, ya que Kp= pCO₂. Esta presión de equilibrio es la presión de descomposición del CaCO₃ . ¿Qué ocurre si a una dada temperatura, la presión parcial del CO₂ es inferior a la del equilibrio?
El carbonato de calcio del mármol se descompondrá para incrementar dicha presión.
9.-¿Cuál es el valor de la presión del dióxido de carbono en la atmósfera, a temperatura ambiente?
Para una mezcla gaseosa, el %V/V es igual al % en moles, suponiendo que los gases tienen comportamiento ideal, por lo tanto:

Bibliografía
VanClave, J. Ciencias de la Tierra para niños y jóvenes. Limusa Noriega Editores. México. 1995

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