3.1.2. Aspecto Termodinámico

Veamos ahora la segunda característica del estado de equilibrio: las cantidades de reactantes y de productos presentes en el equilibrio, permanecen constantes: aspecto termodinámico del equilibrio.

Para una reacción en condiciones no estándar:

ΔG = ΔG° + RT ln Q

Cuando se alcanza el equilibrio termodinámico la energía libre deja de cambiar:

ΔG = 0

Q = K

Entonces: ΔG° = – RT ln K

Donde K es la constante de equilibrio termodinámico.

El análisis de la expresión la podemos resumir en la siguiente tabla:

K	Ln K	ΔG°	Comentario
> 1	+	–	Favorece la formación de los productos
= 1	0	0	Igualmente favorecidos la formación de los reactivos y de los productos
< 1	–	+	Favorece la permanencia de los reactivos

Tenemos dos casos extremos:
Si K>>>1:	en el equilibrio, los productos son más abundantes que los reactivos.

Si K<<<1:	en el equilibrio, los reactivos son más abundantes que los productos.

Para reacciones que involucran sólo gases, las actividades, a, de los gases se expresan en términos de presiones parciales, p, en atmósferas, atm, y la constante de equilibrio se denomina Kp, así por ejemplo, para la ecuación general:

Para las reacciones en soluciones líquidas, las actividades, a, de los solutos se expresan en molaridades, M, y la constante de equilibrio se denomina Kc, así por ejemplo, para la ecuación general:

ésta expresión recibe el nombre de Ley de Acción de Masas.

Para nuestro ejemplo de la descomposicion del N₂O₄ tendremos:

Y para el proceso inverso, la formación del N₂O₄ a partir del NO₂ tendremos:

Observación

La expresión de la constante de equilibrio de la reacción directa es la inversa de la expresión de la constante de equilibrio de la reacción inversa:

Importante

La constante de equilibrio, K, para una determinada reacción o proceso depende de:

la estequiometría de la reacción química, no de su mecanismo,
las concentraciones o presiones parciales en el equilibrio, de las especies participantes.
la temperatura de reacción, si cambia la temperatura, T, cambia el valor de la constante de equilibrio.

Predicción del sentido de la reacción

Para determinar en qué dirección procederá una reacción neta, para alcanzar el equilibrio, se comparan los valores de Q y K, dando lugar a tres posibles situaciones:
Q>K	para alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos, de modo que el sistema procede de derecha a izquierda (los productos se consumen y se forman reactivos).
Q=K	el sistema ya está en equilibrio
Q<K	para alcanzar el equilibrio, los reactivos deben transformarse en productos, de modo que el sistema procede de izquierda a derecha (los reactivos se consumen y se forman productos).

Ejercicio

Supongamos que ponemos una mezcla de 2,00 moles de H₂; 1,00 mol de N₂ y 2,00 moles de NH₃ en un recipiente de un litro a 472 °C. Determina si la mezcla se encuentra o no en equilibrio. De no estarlo, justifica el sentido en el que evolucionará la reacción hasta alcanzar el equilibrio según la siguiente reacción:

Kc (472 °C) = 0,105

Relación entre las diferentes expresiones de K

Si consideramos una reacción general:

A partir de la ecuación general de los gases ideales, PV = nRT, se puede demostrar que la relación entre K_c y K_p es:

K_p = K_c (RT)^Δn

Recordando que p_i = x_iPT, se deduce la relación:

K_p = K_x (PT)^Δn

Donde:

K_p es la expresión de la constante de equilibrio en términos de presiones parciales, en atm.

K_c es la expresión de la constante de equilibrio en términos de molaridades, M.

K_x es la expresión de la constante de equilibrio en términos de las fracciones molares.

Importante

En general los valores de K_p, K_c y K_x son diferentes entre sí.
En el caso excepcional en el que Δn = 0, se cumple que: K_p = K_c = K_x
Se considera que las constantes de equilibrio son cantidades adimensionales.