Los Juegos

En un proceso químico, 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 por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico.1 2Termodinámica[editar]

La relación entre la energía de Gibbs y la constante de equilibrio se puede hallar considerando potenciales químicos.6 A temperatura y presión constantes, la energía función G, energía libre de Gibbs de la reacción, sólo depende de la extensión de la reacción: ξ y sólo puede disminuir de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica. Esto significa que la derivada de G con ξ debe ser negativo si ocurre la reacción, en el equilibrio de la derivada es igual a cero.

\left(\frac {dG}{d\xi}\right)_{T,p} = 0~: equilibrio

A volumen constante, se debe considerar la energía libre de Helmholtz para la reacción: A.

En este artículo sólo se considera el caso de presión constante. El caso de volumen constante es importante en geoquímica y química atmosférica, donde las variaciones de presión son importantes. Tenga en cuenta que, si los reactivos y los productos están en su estado estándar (completamente pura), entonces no habría ningún reversibilidad y equilibrio. La mezcla de los productos y reactivos contribuye con una gran entropía (conocida como entropía de mezcla) a estados que contienen mezclas a partes iguales de los productos y reactivos. La combinación del cambio de la energía de Gibbs estándar y la energía de Gibbs de mezcla determina el estado de equilibrio.7

En general, un sistema en equilibrio se define escribiendo una ecuación de equilibrio para la reacción

\alpha A + \beta B \rightleftarrows \sigma S + \tau T

Con el fin de cumplir la condición de equilibrio termodinámico, la energía de Gibbs debe ser estacionario, lo que significa que la derivada de G con respecto a la coordenada de reacción: 'ξ', debe ser cero. Se puede demostrar que en este caso, la suma de los potenciales químicos de los productos es igual a la suma de los correspondientes a los reactivos. Por lo tanto, la suma de las energías de Gibbs de los reactivos debe ser igual a la suma de las energías de Gibbs de los productos:

\alpha \mu_A + \beta \mu_B = \sigma \mu_S + \tau \mu_T \,

donde μ es en este caso una energía molar parcial de Gibbs, un potencial químico. El potencial químico del reactivo A es una función de la actividad, {A} de ese reactivo.

\mu_A = \mu_{A}^{\ominus} + RT \ln\{A\} \,, ( \mu_{A}^{\ominus}~ es el potencial químico estándar ).

Substituyendo expresiones como esta en la Ecuación de la energía de Gibbs:

dG = Vdp-SdT+\sum_{i=1}^k \mu_i dN_i en el caso de un sistema cerrado.

o

dN_i = \nu_i d\xi \,: ( \nu_i~ corresponde al coeficiente estequiométrico y d\xi~ es la diferencial de la coordenada de reacción).

a presión y temperatura constante se obtiene:

\left(\frac {dG}{d\xi}\right)_{T,p} = \sum_{i=1}^k \mu_i \nu_i = \Delta_rG_{T,p} que corresponde al cambio de la energía libre de Gibbs para la reacción.

Resulta en:

\Delta_rG_{T,p} = \sigma \mu_{S} + \tau \mu_{T} - \alpha \mu_{A} - \beta \mu_{B} \,

Sustituyendo los potenciales químicos:

\Delta_rG_{T,p} = ( \sigma \mu_{S}^{\ominus} + \tau \mu_{T}^{\ominus} ) - ( \alpha \mu_{A}^{\ominus} + \beta \mu_{B}^{\ominus} ) + ( \sigma

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