3 QUIMICA Schaum

EQUILIBRIO QUÍMICO 257
la dependencia entre cambio de energía libre y concentración se puede definir como:
G
G o RT ln Cc D d
A a B b (16-5)
En esta ecuación se usan los corchetes [sustancia] para indicar que la sustancia se expresa en las unidades de
mol/L. Además, la relación matemática se basa en el logaritmo natural, que se abrevia ln, y no en el log base 10, que
se abrevia log. ∆G es el cambio de energía libre a las concentraciones dadas. ∆G o (el cambio de energía libre estándar)
es el cambio de energía libre para la reacción hipotética en la que todos los reactivos y productos se encuentran en sus
estados estándar. Es interesante observar que si la concentración de todas las especies es 1, el término logarítmico en
la ecuación (16-5) se vuelve 0. En estas condiciones, ∆G = ∆G o , como debe ser, porque la concentración igual a la
unidad implica el estado estándar.
En la ecuación (16-5), si ∆G se expresa en joules, la constante universal de los gases debe ser:
R = 8.3145 J/K · mol
Como las unidades de la tabla 16-1 son joules y kilojoules, el valor de R debe estar en joules, no en calorías. Sin
embargo, si es necesario expresarla en calorías, la conversión de joules en calorías es 4.184 J = 1 cal. (Nota: 1 kcal =
1 Cal = 4.184 kJ.)
En el lado derecho de la ecuación (16-5), el término ∆G o carece de la unidad mol −1 , que debe eliminarse también
del segundo término, porque fue absorbida en el término logarítmico (la fracción) por manipulación matemática.
La generalización de la ecuación (16-5) para cualquier cantidad de reactivos y productos es:
G o RT ln Q (16-6)
donde Q es el cociente de reacción, que es el término que sigue a “ln” (logaritmo natural) en la ecuación (16-5), pero,
claro está, debe incluir todos los reactivos y productos en la reacción química, excepto los sólidos y líquidos puros.
EQUILIBRIO QUÍMICO
En teoría, toda reacción química podría efectuarse al mismo tiempo en dirección inversa, hasta cierto grado. En la
práctica esto no suele ser el caso. Con frecuencia, la fuerza impulsora de una reacción favorece tanto a una dirección,
que el grado de la reacción inversa es tan pequeño que es imposible de medir. La fuerza impulsora de una reacción
química es el cambio de energía libre que acompaña a la reacción y es una medida exacta de la tendencia de la reacción
a seguir hasta completarse. Las posibilidades son:
1. Cuando la magnitud de ∆G o es muy grande y el signo es negativo, la reacción directa se efectuará prácticamente
hasta completarse. (Observe que el signo positivo de ∆G o indica que la reacción tenderá a ir en dirección contraria
a la que está escrita.)
2. Si ∆G o sólo es un poco negativa, la reacción se efectuará en menor grado hasta llegar a un punto en el que ∆G
(calculada con valores de ∆G o ) sea cero para cualquier reacción adicional. La reacción podría invertirse con un
pequeño cambio de las concentraciones.
En el último caso se dice que la reacción es termodinámicamente reversible. Debido a que muchas reacciones
orgánicas y metalúrgicas son reversibles de este tipo es necesario aprender la forma en que deben alterarse las condiciones
para obtener rendimientos económicamente favorables, a fin de acelerar las reacciones deseadas o desacelerar
las no deseadas.
Un sistema químico que ha alcanzado el estado termodinámico reversible ya no muestra reacción neta alguna,
porque ∆G o = 0. Eso no quiere decir que no suceda nada. En realidad continúan las reacciones químicas en ambas
direcciones, pero a la misma velocidad. Eso significa que cada movimiento hacia la derecha tiene un movimiento igual
hacia la izquierda, lo que constituye la definición de un equilibrio dinámico. (Dinámico quiere decir que algo está
sucediendo y es contrario a una situación estática, donde nada cambia.) Las reacciones dinámicas se caracterizan
porque las reacciones directa e inversa suceden a la misma velocidad, pero con direcciones opuestas. El resultado es
que no hay cambio neto en las concentraciones, pero sigue sucediendo mucho a nivel químico.