Nun procesu químicu, el equilibriu químicu ye l'estáu nel que les actividaes químiques o les concentraciones de los reactivos y los productos nun tienen nengún cambéu netu nel tiempu. De normal, este sería l'estáu que se produz cuando una reaición reversible evoluciona escontra alantre na mesma proporción que la so reaición inversa. La velocidá de reaición de les reaiciones direuta ya inversa polo xeneral nun son cero, pero, si dambes son iguales, nun hai cambeos netos en cualesquier de les concentraciones de los reactivos o productos. Esti procesu denominar equilibriu dinámicu.^[1][2]

Una bureta; un aparatu pa realizar una valoración acedu-base, ye una parte importante de la química d'equilibriu.

Introducción

Nuna reaición química, cuando los reactivos entemecer nun recipiente de reaición (con calefaición, si ye necesariu), nun se converten en productos la totalidá de los reactivos. Dempués d'un tiempu (que depende de los compuestos que constitúin l'amiestu), les reaiciones opuestes, pueden algamar iguales velocidaes de reaición, creando un equilibriu dinámicu nel que la rellación ente los reactivos y productos va ser fixa.

El conceutu d'equilibriu químicu foi desenvueltu dempués de que Berthollet (1803) atopara que delles reaiciones químiques son reversibles. Por que una reaición, tal como

${\displaystyle \alpha A+\beta B\rightleftharpoons \sigma S+\tau T}$

pueda tar n'equilibriu, les velocidaes de reaición direuta ya inversa tienen que ser iguales. Nesta ecuación química, con fleches apuntando en dambes direiciones pa indicar l'equilibriu, ${\displaystyle A}$ y ${\displaystyle B}$ son les especies químiques que reaccionen ${\displaystyle S}$ y ${\displaystyle T}$ son les especies productos, y ${\displaystyle \alpha }$, ${\displaystyle \beta }$, ${\displaystyle \sigma }$ y ${\displaystyle \tau }$ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos. La posición d'equilibriu de la reaición dizse que ta bien movida a la derecha, si, nel equilibriu, cuasi tolos reactivos utilizóse y a la izquierda si solamente fórmase daqué de productu a partir de los reactivos.

Guldberg y Waage (1864), basándose nes idees de Berthollet, propunxeron la llei d'aición de mases:

Velocidá de reaición direuta:

${\displaystyle v=k_{+}{A}^{\alpha }{B}^{\beta }\,\!}$

Velocidá de reaición inversa:

${\displaystyle v=k_{-}{S}^{\sigma }{T}^{\tau }\,\!}$

onde ${\displaystyle A}$, ${\displaystyle B}$, ${\displaystyle S}$ y ${\displaystyle T}$ son mases actives y ${\displaystyle k_{+}}$ y ${\displaystyle k_{-}}$ son les constantes de velocidá. Cuando les velocidaes de la reaición direuta ya inversa son iguales:

${\displaystyle k_{+}\left\{A\right\}^{\alpha }\left\{B\right\}^{\beta }=k_{-}\left\{S\right\}^{\sigma }\left\{T\right\}^{\tau }\,}$

y la rellación ente les constantes de velocidá ye tamién una constante, conocida agora como constante d'equilibriu.

${\displaystyle K={\frac {k_{+}}{k_{-}}}={\frac {\{S\}^{\sigma }\{T\}^{\tau }}{\{A\}^{\alpha }\{B\}^{\beta }}}}$

Por conveniu, los productos constitúin el numberador. Sicasí, la llei d'aición de mases ye válida namái pa reaiciones que trescurren nuna etapa que dan en traviés d'un estáu de transición únicu y nun ye válidu, polo xeneral, porque les ecuaciones de velocidá siguen, polo xeneral, la estequiometría de la reaición como Guldberg y Waage propunxeron (vease, por casu, la sustitución nucleofílica alifática por SN1 o la reaición del hidróxenu y del bromu pa formar bromuru d'hidróxenu). La igualdá de les velocidaes de la reaición direuta y de la inversa, ye una condición necesaria pal equilibriu químicu, anque nun ye abondu pa esplicar por qué produz l'equilibriu. A pesar del fracasu d'esta derivación, la constante d'equilibriu pa una reaición ye de fechu una constante, independiente de les actividaes de les distintes especies arreyaes, anque depende de la temperatura, como s'aprecia pola ecuación de van't Hoff. La adición d'un catalizador afecta de la mesma forma tanto a la reaición direuta como a la reaición inversa y nun va tener un efeutu sobre la constante d'equilibriu. El catalizador acelera la velocidá de dambes reaiciones colo qu'aumenta la velocidá a la que s'algamar l'equilibriu.^[3][4]

Anque les concentraciones d'equilibriu macroscópico son constantes nel tiempu les reaiciones producir nel nivel molecular. Por casu, nel casu d'acedu acético disueltu na agua y la formación d'acetato ya iones hidronio,

${\displaystyle {\rm {CH_{3}CO_{2}H+H_{2}O\rightleftharpoons CH_{3}CO_{2}^{-}+H_{3}O^{+}}}}$

un protón puede saltar d'una molécula d'acedu acético a una molécula d'agua y depués a un ion acetato pa formar otra molécula d'acedu acético, dexando'l númberu de molécules d'acedu acético ensin cambeos. Este ye un exemplu d'equilibriu dinámicu. Los equilibrios, como'l restu de la termodinámica, son fenómenos estadísticos, los permedios del comportamientu microscópicu.

El principiu de Le Châtelier (1884) ye un útil principiu que da una idea cualitativa de la respuesta d'un sistema d'equilibriu ante cambeos nes condiciones de reaición. Si un equilibriu dinámicu ye alteriáu por camudar les condiciones, la posición d'equilibriu treslladar pa compensar el cambéu. Por casu, al añader más S dende l'esterior, va producise un escesu de productos, y el sistema va tratar de compensar esti cambéu aumentando la reaición inversa y emburriando el puntu d'equilibriu escontra tras (anque la constante d'equilibriu va siguir siendo la mesma).

Si amiéstase un ácidu mineral al amiestu d'acedu acético, l'aumentu de la concentración del ion hidronio, la disociación tien de menguar a midida que la reaición mover escontra a la izquierda, de conformidá con esti principiu. Esto tamién puede deducise de la espresión de la constante d'equilibriu pa la reaición:

${\displaystyle K={\rm {\frac {\{CH_{3}CO_{2}^{-}\}\{H_{3}O^{+}\}}{\{CH_{3}CO_{2}H\}}}}}$

si {H₃O⁺} aumenta {CH₃CO₂H} tien d'aumentar y {CH₃CO₂⁻} tien de menguar.

El H₂O se queda fuera yá que ye un líquidu puro y la so concentración nun ta definida.

Una versión cuantitativa vien dada pol cociente de reaición.

J.W. Gibbs suxurió en 1873 que l'equilibriu algámase cuando la enerxía de Gibbs del sistema ta nel so valor mínimu (suponiendo que la reaición llevar a cabu a presión constante). Lo qu'esto significa ye que la derivada de la enerxía de Gibbs con al respective de la coordenada de reaición (una midida de la estensión en que se produció la reaición, que van dende cero pa tolos reactivos a un máximu pa tolos productos) esmorezse, señalando un puntu estacionariu. Esta derivada suelse llamar, por ciertes razones téuniques, el cambéu d'enerxía de Gibbs.^[5] Esti criteriu ye al empar necesariu y abondu. Si un amiestu nun ta n'equilibriu, la lliberación de la enerxía de Gibbs por demás (o la enerxía de Helmholtz nes reaiciones a volume constante) ye'l "motor" que camuda la composición del amiestu hasta que s'algamar l'equilibriu. La constante d'equilibriu puede rellacionase col cambéu de la enerxía llibre de Gibbs estándar de la enerxía pa la reaición per mediu de la ecuación:

${\displaystyle \Delta _{r}G^{\ominus }=-RT\ln K_{eq}}$

onde ${\displaystyle R}$ ye la constante universal de los gases y ${\displaystyle T}$ la temperatura.

Cuando los reactivos tán eslleíos nun mediu d'alta fuercia iónico el cociente de los coeficientes d'actividá puede tomase como una constante. Nesti casu, el cociente de concentraciones ye, ${\displaystyle K_{c}}$,

${\displaystyle K_{c}={\frac {[S]^{\sigma }[T]^{\tau }}{[A]^{\alpha }[B]^{\beta }}}}$

onde ${\displaystyle [A]}$ ye la concentración de ${\displaystyle A}$, etc, ye independiente de la concentración analítica de los reactivos. Por esta razón, les constantes d'equilibriu pa les soluciones suelen determinase en medios de fuercia iónico d'alta. ${\displaystyle K_{c}}$ varia cola fuercia iónico, temperatura y presión (o volume). Coles mesmes ${\displaystyle K_{P}}$ pa los gases depende de la presión parcial. Estes constantes son más fáciles de midir y atópense en cursos de química cimera.

Termodinámica

La rellación ente la enerxía de Gibbs y la constante d'equilibriu puede topase considerando potenciales químicos.^[6] A temperatura y presión constantes, la enerxía llibre de Gibbs ${\displaystyle G}$ de la reaición namái depende de la estensión de la reaición (${\displaystyle \xi }$), y namái puede menguar acordies cola segunda llei de la termodinámica. Esto significa que la derivada de ${\displaystyle G}$ en función de ${\displaystyle \xi }$ tien de ser negativa si asocede la reaición. Nel equilibriu, la derivada ye igual a cero.

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

A volume constante, tien de considerase la enerxía llibre de Helmholtz pa la reaición: A.

Nesti artículu namái se considera'l casu de presión constante. El casu de volume constante ye importante en xeoquímica y química atmosférica, onde les variaciones de presión son importantes. Tenga en cuenta que, si los reactivos y los productos tán nel so tao estándar (dafechu pura), entós nun habría nengún reversibilidad y equilibriu. L'amiestu de los productos y reactivos contribúi con una gran entropía (conocida como entropía d'amiestu) a estaos que contienen amiestos a partes iguales de los productos y reactivos. La combinación del cambéu de la enerxía de Gibbs estándar y la enerxía de Gibbs d'amiestu determina l'estáu d'equilibriu.^[7]

Polo xeneral, un sistema n'equilibriu defínese escribiendo una ecuación d'equilibriu pa la reaición

${\displaystyle \alpha A+\beta B\rightleftharpoons \sigma S+\tau T}$

Col fin de cumplir la condición d'equilibriu termodinámicu, la enerxía de Gibbs tien de ser estacionariu, lo que significa que la derivada de G con al respective de la coordenada de reaición: 'ξ', ten de ser cero. Puede demostrase que nesti casu, la suma de los potenciales químicos de los productos ye igual a la suma de los correspondientes a los reactivos. Poro, la suma de les enerxíes de Gibbs de los reactivos tien de ser igual a la suma de les enerxíes de Gibbs de los productos:

${\displaystyle \alpha \mu _{A}+\beta \mu _{B}=\sigma \mu _{S}+\tau \mu _{T}\,}$

onde μ ye nesti casu una enerxía molar parcial de Gibbs, un potencial químicu. El potencial químicu del reactivu A ye una función de l'actividá, {A} d'esi reactivu.

${\displaystyle \mu _{A}=\mu _{A}^{\ominus }+RT\ln\{A\}\,}$,

onde ${\displaystyle \mu _{A}^{\ominus }~}$ ye'l potencial químicu estándar.

Substituyendo espresiones como esta na ecuación de la enerxía de Gibbs:

${\displaystyle dG=V\ dp-S\ dT+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}dN_{i}}$

nel casu d'un sistema zarráu.

O

${\displaystyle dN_{i}=\nu _{i}d\xi \,}$,

onde:

• ${\displaystyle \nu _{i}~}$ correspuende al coeficiente estequiométrico.
• ${\displaystyle d\xi ~}$ ye'l diferencial d'una función diferencial de la coordenada de reaición.

A presión y temperatura constante llógrase:

${\displaystyle \left({\frac {dG}{d\xi }}\right)_{T,p}=\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\nu _{i}=\Delta _{r}G_{T,p}}$

que correspuende al cambéu de la enerxía llibre de Gibbs pa la reaición.

Resulta en:

${\displaystyle \Delta _{r}G_{T,p}=\sigma \mu _{S}+\tau \mu _{T}-\alpha \mu _{A}-\beta \mu _{B}\,}$

Sustituyendo los potenciales químicos:

${\displaystyle \Delta _{r}G_{T,p}=(\sigma \mu _{S}^{\ominus }+\tau \mu _{T}^{\ominus })-(\alpha \mu _{A}^{\ominus }+\beta \mu _{B}^{\ominus })+(\sigma RT\ln\{S\}+\tau RT\ln\{T\})-(\alpha RT\ln\{A\}+\beta RT\ln\{B\})}$

La rellación convertir en:

${\displaystyle \Delta _{r}G_{T,p}=\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}^{\ominus }\nu _{i}+RT\ln {\frac {\{S\}^{\sigma }\{T\}^{\tau }}{\{A\}^{\alpha }\{B\}^{\beta }}}}$

Onde:

${\displaystyle \sum _{i=1}^{k}\mu _{i}^{\ominus }\nu _{i}=\Delta _{r}G^{\ominus }}$

que ye'l cambéu d'energía estándar de Gibbs de la reaición. Ye una constante a una temperatura determinao, que puede calculase utilizando tables termodinámiques.

${\displaystyle RT\ln {\frac {\{S\}^{\sigma }\{T\}^{\tau }}{\{A\}^{\alpha }\{B\}^{\beta }}}=RT\ln Q_{r}}$

Onde ${\displaystyle Q_{r}}$ ye'l cociente de reaición cuando'l sistema nun ta n'equilibriu. Polo tanto:

${\displaystyle \left({\frac {dG}{d\xi }}\right)_{T,p}=\Delta _{r}G_{T,p}=\Delta _{r}G^{\ominus }+RT\ln Q_{r}}$

Nel equilibriu:

${\displaystyle \left({\frac {dG}{d\xi }}\right)_{T,p}=\Delta _{r}G_{T,p}=0}$

Entós:

${\displaystyle Q_{r}=K_{eq}~}$

el cociente de reaición ye igual a la constante d'equilibriu. Esto conduz a:

${\displaystyle \Delta _{r}G^{\ominus }+RT\ln K_{eq}=0}$

y

${\displaystyle \Delta _{r}G^{\ominus }=-RT\ln K_{eq}}$

Compuestos puros n'equilibriu

Cuando les sustancies pures (líquidos o sólidos) tán implicaos nos equilibrios, elles nun apaecen na ecuación d'equilibriu.^[11] Aplicando la fórmula xeneral pa una constante d'equilibriu nel casu específicu del ácidu acético llógrase

${\displaystyle {\rm {CH_{3}CO_{2}H+H_{2}O\rightleftarrows CH_{3}CO_{2}^{-}+H_{3}O^{+}}}}$

${\displaystyle K_{c}={\rm {\frac {[{CH_{3}CO_{2}}^{-}][{H_{3}O}^{+}]}{[{CH_{3}CO_{2}H}][{H_{2}O}]}}}}$

Puede suponese que la concentración d'agua ye constante. Esta hipótesis ye válida pa toles soluciones salvo les bien concentraes. La espresión de la constante d'equilibriu escríbese, poro, de normal como

${\displaystyle K={\rm {\frac {[{CH_{3}CO_{2}}^{-}][{H_{3}O}^{+}]}{[{CH_{3}CO_{2}H}]}}}}$

onde agora ${\displaystyle K=K_{c}\cdot {\rm {[H_{2}O]\,}}}$ ye un factor constante incorporáu a la constante d'equilibriu. Un casu particular ye l'auto-ionización de l'agua

${\displaystyle {\rm {H_{2}O+H_{2}O\rightleftarrows H_{3}O^{+}+OH^{-}}}}$

La constante d'auto-ionización de l'agua defínese como:

${\displaystyle K_{w}={\rm {[H^{+}][OH^{-}]\,}}}$

Ye perfectamente llexítimu escribir [H⁺] pa la concentración d'ion hidróxenu, una y bones l'estáu de solvatación del protón ye constante (nes soluciones esleíes) y asina nun afecta a les concentraciones d'equilibriu. K_w varia cola variación na fuercia iónico y/o la temperatura. Les concentraciones de H⁺ y OH^- nun son cantidaes independientes. La mayor parte de les vegaes [OH^-] sustituyir por K_w[H⁺]^-1 nes espresiones de la constante d'equilibriu que contienten hidróxidu. Los sólidos tampoco apaecen na ecuación de la constante d'equilibriu. Un exemplu ye la reaición Boudouard:^[11]

${\displaystyle {\rm {2CO\rightleftarrows CO_{2}+C}}}$

pa la que la ecuación de la constante d'equilibriu (ensin carbonu sólido) escríbese como

${\displaystyle K_{c}={\rm {\frac {[CO_{2}]}{[CO]^{2}}}}}$

Equilibrios múltiples

Consideremos el casu d'un ácidu dibásico H₂. Cuando s'esllee na agua, l'amiestu va contener H₂A, HAI^- y A^2-. Esti equilibriu puede estremase en dos pasos en cada unu de los cualos llibérase un protón.

${\displaystyle \mathrm {H_{2}A\rightleftarrows HAI^{-}+H^{+}} {:K_{1}}=\mathrm {\frac {[HAI^{-}][H^{+}]}{[H_{2}A]}} }$

${\displaystyle \mathrm {HAI^{-}\rightleftarrows A^{2-}+H^{+}} {:K_{2}}=\mathrm {\frac {[A^{2-}][H^{+}]}{[HAI^{-}]}} }$

K₁ y K₂ son exemplos de constantes d'equilibriu socesives”. La constante d'equilibriu global”, ${\displaystyle \beta _{D}}$, ye'l productu de les constantes socesives

${\displaystyle \mathrm {H_{2}A\rightleftarrows A^{2-}+2H^{+}} {:\beta _{D}}=\mathrm {\frac {[A^{2-}][H^{+}]^{2}}{[H_{2}A]}} {=K_{1}K_{2}}}$

Tenga en cuenta qu'estes constantes son constantes de disociación porque los productos nel llau derechu de la espresión d'equilibriu son los productos de disociación. En munchos sistemes, ye preferible utilizar constantes d'asociación

${\displaystyle \mathrm {A^{2-}+H^{+}\rightleftarrows HAI^{-}} {:\beta _{1}}=\mathrm {\frac {[HAI^{-}]}{[A^{2-}][H^{+}]}} }$

${\displaystyle \mathrm {A^{2-}+2H^{+}\rightleftarrows H_{2}A} {:\beta _{2}}=\mathrm {\frac {[H_{2}A]}{[A^{2-}][H^{+}]^{2}}} }$

${\displaystyle \beta _{1}}$ y ${\displaystyle \beta _{2}}$ son exemplos de constantes d'asociación. Rescampla que ${\displaystyle \beta _{1}=1/K_{2}}$ y ${\displaystyle \beta _{2}=1/\beta _{D}}$; ${\displaystyle \log \beta _{1}=pK_{2}}$ y ${\displaystyle \log \beta _{2}=pK_{2}+pK_{1}}$.^[12] Pa los sistemes d'equilibriu múltiple, vease tamién: teoría de les reaiciones de respuesta.

L'efeutu del cambéu de temperatura na constante d'equilibriu

L'efeutu d'un cambéu de temperatura na constante d'equilibriu vien dada pola ecuación de Van't Hoff

${\displaystyle {\frac {d\ln K}{dT}}={\frac {{\Delta H_{m}}^{\Theta }}{RT^{2}}}}$

Asina, para reaiciones exotérmicas (${\displaystyle \Delta H<0}$), ${\displaystyle K}$ mengua col aumentu de la temperatura, pero, para reaiciones endotérmicas (${\displaystyle \Delta H>0}$), ${\displaystyle K}$ aumenta con un aumentu de la temperatura. Una formulación alternativa ye :${\displaystyle {\frac {d\ln K}{d(1/T)}}=-{\frac {{\Delta H_{m}}^{\Theta }}{R}}}$ A la primer vista esto paez ufiertar un mediu pa llograr la entalpía molar estándar de la reaición por aciu l'estudiu de la variación de ${\displaystyle K}$ cola temperatura. Na práutica, sicasí, el métodu ye pocu fiable, por cuenta del espardimientu d'errores, y cuasi siempres se llogren errores bien grandes nos valores calculaos d'esta manera.

Tipos d'equilibriu y de delles aplicaciones

1. Na fase de gas. Motores cohete^[13]
2. En resume industrial, tal como'l amoniacu nel procesu Haber-Bosch que se lleva a cabu al traviés d'una socesión d'etapes d'equilibriu, incluyendo procesos d'absorción.
3. Química de l'atmósfera
4. L'agua de mar y otres agües naturales: Oceanografía química
5. Distribución ente dos fases
   1. Coeficiente de distribución LogD: Importante pa la industria farmacéutico, onde la lipofilia ye una propiedá importante d'una droga ##

Estraición líquidu-líquidu, Intercambiu iónicu, Cromatografía

1. 1. producto Solubilidá
   2. Captación y lliberación d'osíxenu pola hemoglobina en sangrar
2. Equilibriu acedu/base: constante de disociación aceda, hidrólisis, [[solución

tampón|soluciones tampón]], Indicadores, Homeostasis acedu-base

1. Complejación metal-amestando: axentes quelantes, terapia de quelación, reactivos de contraste pa RM, equilibriu Schlenk
2. Formación de aductos: química Host-guest, química supramolecular, reconocencia molecular, tetróxido de dinitrógeno
3. En delles reaiciones trémboles, l'aproximamientu al equilibriu nun ye asintóticamente, sinón en forma d'una oscilación amortiguada.^[11]
4. La conocida ecuación de Nernst n'electroquímica da la diferencia de potencial d'electrodu como una función de les concentraciones redox.
5. Cuando les molécules a cada llau del equilibriu son capaces de reaccionar irreversiblemente en reaiciones secundaries, la proporción del productu final determinar d'alcuerdu al principiu de Curtin-Hammett.

Nestes aplicaciones, utilícense términos como constante d'estabilidá, constante de formación, constante d'enllaz, constante d'afinidá, constante d'asociación/disociación.

Composición d'un amiestu n'equilibriu

Cuando l'únicu equilibriu ye'l de la formación de aductos de 1:1 como la composición d'un amiestu, hai delles formes en que puede calculase la composición del amiestu. Por casu, vease tabla ICE pa un métodu tradicional de calcular el pH d'una solución d'un ácidu débil. Hai tres métodos pal cálculu xeneral de la composición d'un amiestu n'equilibriu.

1. L'enfoque más básicu consiste en manipoliar les distintes constantes d'equilibriu hasta que les concentraciones deseyaes espresar en términos de les constantes d'equilibriu midíes (equivalente a la midida de los potenciales químicos) y les condiciones iniciales.
2. Embrivir la enerxía de Gibbs del sistema.^[14]
3. Satisfaer la ecuación de balance de masa. Les ecuaciones de balance de masa son a cencielles ecuaciones que demuestren que la concentración total de cada reactivu tien de ser constante según la llei de caltenimientu de la masa.

Resolviendo les ecuaciones de balance de masa

Polo xeneral, los cálculos son bastante complicaos. Por casu, nel casu d'un ácidu dibásico, H₂A disueltu n'agua los dos reactivos pueden especificase como la base conxugada, A^2- y como'l protón, H⁺. Les siguientes ecuaciones de balance de masa podríen aplicase igualmente a una base como la 1,2-diaminoetano, y nesi casu la base mesma ye designada como reactivu A.

${\displaystyle T_{A}=[A]+[HAI]+[H_{2}A]\,}$

${\displaystyle T_{H}=[H]+[HAI]+2[H_{2}A]-[OH]\,}$

Con T_A como la concentración total d'especies A. Tengase en cuenta que ye costume omitir les cargues ióniques al escribir y utilizar estes ecuaciones. Cuando les constantes d'equilibriu son conocíos y les concentraciones totales tán especificaes hai dos ecuaciones con incógnites, les "concentraciones llibres" ${\displaystyle [A]}$ y ${\displaystyle [H]}$. Esto deduzse del fechu de que ${\displaystyle [HAI]=\beta _{1}[A][H]}$, ${\displaystyle [H_{2}A]=\beta _{2}[A][B]^{2}}$ y ${\displaystyle [OH]=K_{w}[H]^{-1}}$.

${\displaystyle T_{A}=[A]+\beta _{1}[A][H]+\beta _{2}[A][H]^{2}\,}$

${\displaystyle T_{H}=[H]+\beta _{1}[A][H]+2\beta _{2}[A][H]^{2}-K_{w}[H]^{-1}\,}$

asina les concentraciones de los "complexos" calcular a partir de les concentraciones llibres y de les constantes d'equilibriu. Espresiones xenerales aplicables a tolos sistemes con dos reactivos, A y B podríen ser

${\displaystyle T_{A}=[A]+\sum _{i}{p_{i}\beta _{i}[A]^{p_{i}}[B]^{q_{i}}}}$

${\displaystyle T_{B}=[B]+\sum _{i}{q_{i}\beta _{i}[A]^{p_{i}}[B]^{q_{i}}}}$

Ye fácil ver cómo esto se puede estender a trés o más reactivos.

Composición d'ácidos polibásicos como una función del pH

La composición de soluciones que contienen los reactivos A y H ye bono de calcular como una función del pH. Cuando se conoz la [H], la concentración llibre [A] calcular a partir de la ecuación de balance de masa n'A. Equí hai un exemplu de los resultaos que pueden llograse.

hidrólisis del hidróxidu d'aluminiu

Esta diagrama, pa la hidrólisis del ácidu de Lewis aluminiu Al³⁺_(ac)^[15] amuesa les concentraciones de les especies pa una solución de 5×10^-6M d'un sal d'aluminiu como una función del pH. Cada concentración amuésase como un porcentaxe del total d'aluminiu.

Equilibrios en solución con precipitación

La diagrama anterior ilustra'l puntu en que se forma un precipitáu que nun ye una de les principales especies nel equilibriu en solución. A pH per debaxo de 5,5 les principales especies presentes nuna solución 5 μM d'Al³⁺ son hidróxido d'aluminiu, Al(OH)²⁺, Al(OH)₂⁺ y Al₁₃(OH)₃₂⁷⁺, pero al alzar el pH bastia Al(OH)₃ de la solución. Esto debe a que'l Al(OH)₃ tien una enerxía de rede bien grande. A midida que el pH álzase más y más, l'Al(OH)₃ sale de la solución. Este ye un exemplu del principiu de Le Châtelier n'aición: Un aumentu de la concentración de ion hidróxidu [OH^- causa que más hidróxidu d'aluminiu bastie, esaniciando hidróxidu de la solución. Cuando la concentración d'hidróxidu vuélvese lo suficientemente alta fórmase aluminato soluble, Al(OH)₄^-. Otru exemplu común ye aquel en que la precipitación produzse cuando un catión metálicu interactúa con un amestando aniónico pa formar un complexu eléctricamente neutru. Si'l complexu ye hidrofóbicu, bastia fora de l'agua. Esto asocede col ion níquel Ni²⁺ y dimetilglioxima, (dmgH2): nesti casu la enerxía de rede del sólidu nun ye particularmente grande, pero entepasa llargamente la enerxía de solvatación de la molécula de Ni(dmgH)₂.

Espontaneidá

Pa determinar si un procesu ye o non bonal, hai que tomar en considerancia la variación de la entalpía y de la entropía, yá que delles vegaes contradícense. Per un sitiu, la entalpía diznos qu'un procesu tiende a la espontaneidá, ente que la entropía manifiesta lo contrario. Asina, ye necesariu evaluar a dambes pa establecer si un procesu definitivamente ye o non bonal en ciertes condiciones.

La enerxía llibre de Gibbs, ${\displaystyle G}$, ye la enerxía lliberada por un sistema pa realizar trabayu útil a presión constante. Considera dambos cambeos de tala forma que:

${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S}$^[16]

La variación de la enerxía llibre ${\displaystyle \Delta G}$, ye una función d'estáu y tien unidaes d'enerxía. Asina, si nuna reaición química llibérase trabayu útil ensin importar lo qu'asoceda nel universu'l ${\displaystyle \Delta G}$ ye negativu y polo tanto va ser una reaición bonal, yá que considera la dispersión de la enerxía ${\displaystyle \Delta H<0}$ y la dispersión de la materia ${\displaystyle \Delta S>0}$ nel sistema.

D'esta manera, si una reaición asocede a baxes temperatures con un cambéu pequeñu d'entropía, entós el términu ${\displaystyle T\ dS}$ va ser insignificante y ${\displaystyle dG}$ va depender principalmente de ${\displaystyle dH}$.

Les reaiciones endotérmicas asoceden solamente si ${\displaystyle T\ dS}$ ye grande. La temperatura tien que ser alta o tien qu'haber aumentu grande na entropía por que predomine esti términu y seya el que determine'l valor del ${\displaystyle \Delta G}$.

Si:

${\displaystyle \Delta G<0}$ La reaición ye bonal nel sentíu establecíu.

${\displaystyle \Delta G>0}$ La reaición nun ye bonal nel sentíu establecíu.

${\displaystyle \Delta G=0}$ El sistema ta n'equilibriu.

La enerxía estándar de reaición, ye'l cambéu de la enerxía estándar de productos menos el cambéu de la enerxía estándar de reactivos

${\displaystyle \Delta {G^{0}}_{reacci{\acute {o}}n}=\sum _{p}n_{p}\Delta {G^{0}}_{p}-\sum _{r}n_{r}\Delta {G^{0}}_{r}}$

Onde:

• ${\displaystyle n_{p}}$ ye'l coeficiente estequiométrico de los productos.
• ${\displaystyle \Delta {G^{0}}_{p}}$ ye la variación d'enerxía llibre estándar de productos.
• ${\displaystyle n_{r}}$ ye'l coeficiente estequiométrico de los reactivos.
• ${\displaystyle \Delta {G^{0}}_{r}}$ ye la variación d'enerxía llibre estándar de reactivos.

Considerar pa los elementos na so forma más estable en condiciones estándares ${\displaystyle \Delta G^{0}=0}$.^[17]

Ver tamién

• Constante d'equilibriu
• Determinación de constantes d'equilibriu
• Principiu de Le Châtelier
• Ecuación de Henderson-Hasselbalch
• Cinética de Michaelis-Menten
• Equilibriu redox
• Base de datos termodinámicos pa sustancies pures
• Reaiciones autocatalíticas y orde de reaición
• Sobre l'equilibriu de les sustancies heteroxénees

Referencies

Pa lleer más

• F. Van Zeggeren and S.H. Storei

, The Computation of Chemical Equilibria, Cambridge University Press, 1970. Mainly concerníi with gas-phase equilibria.

• D. J. Leggett (editor), Computational Methods for the Determination of Formation Constants, Plenum Press, 1985.
• A.Y. Martell and R.J. Motekaitis, The Determination and Use of Stability Constants, Wiley-VCH, 1992.
• P. Gans, Stability Constants: Determination and Uses, an interactive CD, Protonic Software (Leeds), 2004

Enllaces esternos

• Esta obra remanez de la traducción de Chemical equilibrium de Wikipedia - inglés, espublizada polos sos editores baxo la Llicencia de documentación llibre de GNU y la Llicencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 3.0 Unported.