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TEMA 3-EQUILIBRIO
QUIMICO
DRA. NELLY LIDIA JORGE
2017
BIBLIOGRAFIA
S. Glasstone, “ Termodinámica para Químicos”, Editorial Aguilar, Madrid, España, 1960.
I. N. Levine, “Fisicoquímica”, Editorial McGraw Hill, Vol. I. 1996.
·Maron y Prutton,”Fundamentos de Fsicoquímica”, Editorial Limusa, Wiley S. A..
·Atkins, “Fisicoquímica”, Editorial Panamericana.
·A. W. Adamson,”Química Física”, Tomos I, Editorial Reverté
G. W. Castellan,” Fisicoquímica”, Editorial Fondo Educativo Interamericano, S. A..
Equilibrio
Mecánico Térmico
Material
Equilibrio de fases
Equilibrio químico
T T
dq
T T
P P
dV
P P
i i
dni
i i
ASPECTOS BÁSICOS DEL EQUILIBRIO
QUÍMICO.1
Estado de equilibrio: estado en que la composición
del sistema permanece constante en el tiempo.
Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se
produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos,
y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos).
Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias
que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega
al EQUILIBRIO QUÍMICO.
¿Qué es un equilibrio químico?
Perspectiva cualitativa.
•Equilibrio dinámico.
• Los sistemas evolucionan espontáneamente hacia un
estado de equilibrio.
• Las propiedades del estado de equilibrio son las mismas,
independientemente de la dirección desde la que se alcanza.
VARIACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN CON
EL TIEMPO (H2 + I2 2 HI)
Equilibrio químicoC
once
ntr
aci
ones
(mol/
l)
Tiempo (s)
[HI]
[I2]
[H2]
REACCIÓN: H2 + I2 2 HI
CONDICIÓN GENERAL DE
EQUILIBRIO QUÍMICO.2Las ecuaciones de Gibbs no se aplican cuando la composición
cambia debido al intercambio de materia con los alrededores, a
una reacción irreversible o a un transporte irreversible de
materia entre fases de un sistema.
Veremos ahora la ecuación de Gibbs para sistemas en no
equilibrio.
Consideremos un sistema de una sola fase en equilibrio térmico
y mecánico, pero no necesariamente en equilibrio material. El
estado termodinámico del sistema se define mediante los
valores de:
En cualquier instante durante el proceso químico en el sistema:1 2, , , .......... kP T n n n
1 2, , , ........ kG f T P n n n
Si ocasionamos un cambio infinitesimal y como G es una
función de estado, reemplazaremos el camino real irreversible
por uno reversible y calcularemos el dG para este último.
La diferencial total es:
En un proceso reversible sin cambio de composición:
En consecuencia:
Sustituyendo se obtiene para un proceso reversible en un
sistema de una fase con trabajo P-V exclusivamente:
1
, , 1 , , , ,
....
i i j i j k
k
P n T n kT P n T P n
G G G GdG dT dP dn dn
T P n n
dG SdT VdP
, ,
,
i iP n T n
G GS V
T P
1 , , j i
k
i
i i T P n
GdG SdT VdP dn
n
Ahora consideremos un proceso en el que las variables de
estado cambian a causa de un cambio material irreversible. dG
es independiente del proceso que conecte los estados
pues G es una función
de estado. De esta manera dG toma el mismo valor para un
proceso irreversible que para uno reversible que conecte los
dos estados y proporciona el dG para el irreversible.
Esta expresión es la ecuación clave de la termodinámica
química. Se aplica a procesos en los que un sistema de una sola
fase está en equilibrio térmico y mecánico. Es una ecuación
aplicable a sistemas abiertos.
Podemos obtener una ecuación para dU:
1 1 1, , ..... , , .......k k kT P n n y T dT P dP n dn n dn
i i
i
dG SdT VdP dn
G U PV TS dU dG PdV VdP TdS SdT
Usando la ecuación de dG:
Esta ecuación puede compararse con dU=TdS-PdV, válida
para procesos reversibles en un sistema cerrado.
Reuniendo todas las funciones de estado se tiene:
i i
i
dU TdS PdV dn
i i
i
dU TdS PdV dn
i i
i
dH TdS VdP dn
i i
i
dA SdT PdV dn
i i
i
dG SdT VdP dn
Sistema de una sola
fase, en equilibrio
mecánico y térmico,
sólo trabajo P-V
Supongamos que el sistema tiene varias fases. El subíndice i
(general) representa una de las especies químicas presentes, α
será el índice general para una de las fases del sistema.
Sea la energía libre de la fase α y G la energía libre total del
sistema. La función de estado G es extensiva y por lo tanto
sumamos la energía libre de cada fase para obtener G en un
sistema de múltiples fases:
La ecuación de Gibbs de una fase escrita para la fase α es:
Sustituyendo este resultado en:
Obtenemos:
G G
G
i i
i
dG S dT V dP dn
dG dG
i i
i
dG S dT V dP dn
Ahora el potencial químico se escribe:
Como S y V son propiedades extensivas, las sumas sobre las
entropías y los volúmenes de las fases son la entropía y el
volumen totales del sistema y la ecuación queda:
Esta ecuación generaliza para un sistema de varias fases, en
equilibrio térmico y mecánico, solo trabajo P-V
, , j i
i
i T P n
G
n
i i
i
dG SdT VdP dn
Ahora obtendremos la condición del equilibrio material,
incluyendo tanto el equilibrio químico como el equilibrio de
fases. Consideremos un sistema cerrado en equilibrio térmico y
mecánico a T y P constantes. Hemos visto que durante una
reacción química o un transporte de materia entre fases
irreversible en un sistema cerrado a T y P constantes, La
función G disminuye (dG<0), en el equilibrio alcanza su valor
mínimo y dG=0, para cualquier cambio infinitesimal a T y P
constantes. A T y P ctes. , dT= dP=0 y la condición de equilibrio
dG=0 se transforma en:
Que es la condición de equilibrio material, para un sistema
cerrado solo trabajo P-V, T y P ctes.
0i i
i
dn
EQUILIBRIO MATERIAL
La condición de equilibrio en un sistema cerrado en equilibrio
mecánico y térmico, solo trabajo P-V es:
La función A disminuye (dA<0), en el equilibrio alcanza su
valor mínimo y dA=0, para cualquier cambio infinitesimal a T
y V constantes. A T y V ctes. , dT= dV=0 y la condición de
equilibrio dA=0 se transforma en:
Que es la condición de equilibrio material, para un sistema
cerrado solo trabajo P-V, T y V ctes.
La condición de equilibrio material es válida
independientemente de las circunstancias por las que el sistema
cerrado alcanza el equilibrio
i i
i
dA SdT PdV dn
0i i
i
dn
EQUILIBRIO QUÍMICO DE REACCION.
Isoterma de reacción.3
aA + bB cC + dD
Aplicaremos la condición del equilibrio material al equilibrio
químico de reacción:
Si ocacionamos un cambio infinitesimal en la reacción, la ecuación
diferencial para el cambio
DDCCBBAA dndndndnSdTVdPdG
Durante la reacción química, el cambio de n en el numero de
moles de cada sustancia es proporcional a su coeficiente
estequiométrico , siendo esa constante de proporcionalidad igual
para todas la especies. Esta constante se denomina, avance o
extensión de la reacción y es una medida del progreso de la reacción:0
i i
i
n n
Donde es el número inicial de moles de un compuesto i y es
el coeficiente estequiométrico en la ecuación química balanceada.
Asi que .El ξ es positivo si la reacción procede de
izquierda a derecha y negativo en caso contrario. Sus valores pueden
variar dependiendo de las condiciones iniciales y de la estequiometria
de la reacción y tendrá el mismo valor para todas las especies.
0in i
i idn d
Aplicando a la reacción, tenemos:CA B D
dndn dn dnd
a b c d
Reemplazando en la ecuación diferencial, a P y T constantes:
A B C DdG a b c d d
Esta ecuación proporciona el cambio infinitesimal en la energía
libre, cuando una cantidad infinitesimal de reactivos se convierten
en productos, encontrándose los diferentes reactivos y productos en
ciertas concentraciones o presiones parciales.
La energía libre de reaccion rG se define como la pendiente del
grafico de la energía libre en función del avance de la reaccion y en el
equilibrio.0
G
Cuando esto sucede: 0eqBADC badc
0i i
Condición de equilibrio
para reacciones químicas a T y P constantes
en sistemas cerrados, con sólo W(PV)
La condición de equilibrio nos dice simplemente que en el equilibrio
de la reacción los potenciales químicos de los productos compensan
los de los reactivos.
G es minima
EJEMPLO: ESCRIBA LA CONDICIÓN DE EQUILIBRIO
PARA:
Resol.:Teniendo en cuenta que los reactivos
tienen coeficientes estequiométricos negativos, la
condición de equilibrio para (a) es:
QUE TIENE LA MISMA FORMA QUE LA
ECUACIÓN DE REACCIÓN.
Para el caso general ( b)
6 6 2 2 22 15 12 6a C H O CO H O
b aA bB cC dD
6 6 2 2 2 6 6 2 2 22 15 12 6 2 15 12 6i i C H O CO H O C H O CO H O
i
A B C Da b c d
Esta es la condición general que debe satisfacerse para que tenga
lugar un equilibrio químico. Esta relación es aplicable, ya sea que los
reactivos, asi como los productos, sean, sólidos, líquidos o gaseosos.
Para obtener la condición de equilibrio en función de las actividades
de los reactivos y productos, debemos tener en cuenta la relación entre
el potencial químico y las actividades.
Para la reacción:
aAAA aRTaa ln0
bBBB aRTbb ln0
cCCC aRTcc ln0
dDDD aRTdd ln0
aA + bB cC + dD
Reemplazando en el cambio de energía libre:
C D A B
prod reac
G G(prod) G(reac) G G G Gc d a b
BADC badcG
b
B
a
A
c
C
d
DBADC
aa
aaRTbadcG ln0000
QRTG ln0
QRTG ln0
QRTGG ln0
Isoterma de
reacción
En el equilibrio
tKRTG ln00
La constante de equilibrio de una reacción debe considerarse como
una propiedad termodinámica. El valor inmediato y evidente de esta
ecuación, es que permite calcular, no sólo el sentido en que se
produce, sino también el estado de equilibrio que el sistema
reaccionante ha de alcanzar al fin.
En reacciones de gases ideales:
o o o C D A BC D A B
P P P PG c d a b cRT ln dRT ln aRT ln bRT ln
Pº Pº Pº Pº
0
C D
A B
P P
Pº PºG Gº RT ln
P P
Pº Pº
c d
a b
QlnRTGºG
Q : Cociente de reacción
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
0C D A Bc d a b
Equilibrio químico, T y P constantes,sistema cerrado, W(PV)
0i i
Si tengo gases ideales
00ln i
i i
pRT
P
00ln
i
i
i
PG G RT
P
C D
A B
eq
P P
Pº PºG Gº RT ln 0
P P
Pº Pº
c d
a b
Cuando se alcanza el equilibrio: G = 0
KpºConstante de equilibrio
termodinámica(adimensional)
o o
p pGº RT ln K 0 ; Gº RT ln K
o G º/ RT
pK e
o G º/ RT
pK e
Consecuencias:
• Si Gº >> 0 ; Kpº << 1 : poca tendencia r p
• Si Gº << 0 ; Kpº >> 1 : mucha tendencia r p
• 0 < Kpº <
• Gº sólo depende de T; Kpº también.
C D
o0p
A B
eq
P P
Pº PºK
P P
Pº Pº
i
c d
ia b
eqi
P
P
¿Cómo evoluciona la mezcla de reacción?
G Gº RT ln Q
o
pGº RT ln K
o
p o
p
G RT ln K RT ln RT lnK
• Si Q < Kpº G < 0 r p espontánea
• Si Q > Kpº G > 0 r p no espontánea
(p r espontánea)
• Si Q = Kpº G = 0 Equilibrio
Relación entre G, G0 y la constante de equilibrio
Otras expresiones de la constante de equilibrio
C D
C Do
p
A B A B eq
eq
P P 1 1
P PPº Pº Pº PºK
P P 1 1P P
Pº PºPº Pº
c d c d
c d
a b a b a b
Kp(dimensional) (Pº)- n
Kp = Kc (RT) nc
C DK
A B
c d
a b
Si n = 0 Kpº = Kp = Kc
En función de las concentraciones: ii i
nP RT c RT
V
Relación entre Kp y Kc
4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.
Aquéllos en los que las sustancias están en fases distintas
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
La situación de equilibrio no se ve afectada por la cantidad de sólido
o líquido, siempre y cuando estas sustancias estén presentes.
La constante de equilibrio es independiente de las cantidades
de sólidos y líquidos en el equilibrio.
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Kc = [CO2]
i i iG0 0
Por definición, para líquidos o sólidos
puroso G º/ RT
pK e
Para sustancias en disolución i i iRTLna0
Si la disolución es ideal i ia
Si la disolución es real i i ia
En reacciones entre sustancias en disolución
i
i,eqK ( )
gasmol
n
P
PK K
P
0
0
gasmol
n
P C
CK K RT
P
00 0
0
i iP P
VARIACIÓN DE LA CONSTANTE DE
EQUILIBRIO CON LA TEMPERATURA.
¿Cómo se puede modificar la situación de equilibrio?
Cambiando la constante de equilibrio
Cambiando la temperatura
o G º/ RT
pK ei iG (T) (T)0 0
5.
o
p
Gºln K
RT
La energía libre de cada sustancia que interviene en la reacción varia
con la temperatura de acuerdo a la ec.
ST
G
P
En una reacción química, nos interesan las diferencias entre las
energías libres de los productos y la de los reactivos y aplicando la
ec. Anterior a cada sustancia presente se llega.
P
GS
T
Para cualquier temperatura, la variación de energía libre esta
relacionada con las variaciones de entalpía y entropía:
T
GHSSTHG
Si reemplazo en me quedaS
T
G
P
T
G
T
H
T
GH
T
G
P
T
H
T
G
T
G
P
Los dos términos del primer miembro de la ec. Se comprueba que
son equivalentes a
T
G
T
G
T
GT
GT
TT
TG
TP
P
P
2
Reemplazando el resultado anterior a la ec.
T
H
T
G
T
G
P
Me queda:
T
H
TT
GT
P
Cuando aplico esta relación a los reactivos y productos de una
reacción, a presión constante, que es la que corresponde al estado de
referencia, resulta
T
H
T
TG
T
P
0
0
Si ahora tenemos en cuenta la relación entretKyG0
o
p
2
ln K Hº
T RT
d
dEcuación de van’t Hoff
00
0 0
ln P
P
RT KG
TH HTT T
T T T T
0 0
2
ln PK HR
T T
o
pln K GRT
01
o
pd ln K G d G
dT RT RT dT
0 0
2
1
o
pd ln K G S
dT RT RT
0 0
2
o
p
2
ln K Hº
T RT
d
dEcuación de van’t Hoff
G T S
RT
0 0
2
Si se diferencia con respecto a T
00
SdT
Gd
[Co(OH2)6]2+ + 4 Cl- [CoCl4]
2- + 6 H2O
Si
Hº = cte
o
p 2
o
p 1 1 2
K (T ) Hº 1 1ln
K (T ) R T T
Ecuación integrada
de van’t Hoff
o
p
2
ln K Hº
T RT
d
d
oP
oP
K To
pK T
Hºd ln K dT
RT
22
11
2
Consecuencias: o
p 2
o
p 1 1 2
K (T ) Hº 1 1ln
K (T ) R T T
a) Si Hº > 0 (endotérmica)
Si T2 > T1
Hº0
R
1 2
1 10
T T
o
p 2 o o
p 2 p 1o
p 1
K (T )ln 0 ; K (T ) K (T )
K (T )
T Kpº
Al aumentar T se favorece la formación de productos.
b) Si Hº < 0 (exotérmica)
Consecuencias:o
p 2
o
p 1 1 2
K (T ) Hº 1 1ln
K (T ) R T TSi T2 > T1
Hº0
R
1 2
1 10
T T
o
p 2 o o
p 2 p 1o
p 1
K (T )ln 0 ; K (T ) K (T )
K (T )
T Kpº
Al aumentar T se favorece la formación de reactivos.
c) Si Hº = 0
Consecuencias:o
p 2
o
p 1 1 2
K (T ) Hº 1 1ln
K (T ) R T TSi T2 > T1
o
p 2 o o
p 2 p 1o
p 1
K (T )ln 0 ; K (T ) K (T )
K (T )
La constante de equilibrio no cambia con T
RESPUESTA DEL EQUILIBRIO A UN
CAMBIO DE CONDICIONES.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que
determinan el estado de equilibrio químico produce un
desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o
minimizar el efecto causado por la perturbación”.
Cambiando la constante de equilibrio
Cambiando la temperatura
Sin cambiar la constante de equilibrio
Cambiando el resto de condiciones
6.
¿Cómo se puede modificar la situación de equilibrio?
6.1. Efecto de un cambio de temperatura (a P cte)
• Si Hº > 0 (endotérmica): T
• Si Hº < 0 (exotérmica): T K 0
6.2. Efecto de la adicción/sustracción de reactivos
o de productos gaseosos (a T y V ctes)
eq
c
eq
[prod] [prod]K ;
[reac] [reac]Q
• Si se añaden productos: Q > Kc se formarán más reactivos
• Si se añaden reactivos: Q < Kc se formarán más productos
6.3. Efecto de la presión total (a T cte)
KP0 no varia.
La variación de P variación de Pi = xi P
QP KP0 Pi
i xi deben variar para restablecer el equilibrio
KP0 no varia.
Una variación de V tiene el efecto inverso a una variación de P
6.4. Efecto de un cambio de volumen (a T cte)
6.5. Adición de un gas inerte (a T y V ctes)
6.6. Adición de un catalizador
No altera el equilibrioprod
reac
n / V[prod]
[reac] n / V
No afecta al equilibrio
6.7. Adición de un reactivo/producto sólido o líquido
No altera el equilibrio
VARIACIONES EN EL EQUILIBRIO
[reactivos] > 0
[reactivos] < 0
[productos] > 0
[productos] < 0
T > 0 (exotérmicas)
T > 0 (endotérmicas)
T < 0 (exotérmicas)
T < 0 (endotérmicas)
p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases
p < 0 Hacia donde más nº moles de gases
CALCULO PARA EL EQUILIBRIO ENTRE GASES
IDEALES
0
PK
Una vez conocido el valor de a una temperatura
dada, podemos calcular la composición de equilibrio de
cualquier mezcla de reacción a esa temperatura y a una
presión o volumen especificados. Puede determinarse
experimentalmente o calcularse a partir de ,
utilizando
La composición en el equilibrio de una mezcla de
reacción entre gases ideales es función de la T y P ó T y
V y de la composición inicial de la mezcla. La
composición de equilibrio esta relacionada con la
composición inicial por medio de una única variable, el
avance de la reacción en el equilibrio.
0
PK
0Go
pGº RT ln K
,0in
Sabemos que:
Por lo tanto, en un cálculo de equilibrio entre gases
ideales nuestro objetivo es calcular ξ. Para conseguirlo
expresamos las presiones parciales de equilibrio que
aparecen en la expresión de en función de los
números de moles en el equilibrio,
Los pasos específicos encaminados a encontrar la
composición de equilibrio de una mezcla de reacción
entre gases ideales son los siguientes:
1-Calcular de la reacción utilizando
Y una tabla de valores de energía libre de formación.
2-Calcular utilizando o ecuación
de van´t Hoff.
, ,0i i eq i in n n
0
PK
,0i i in n
0G 0 0
, ,T i f T iiG G
0
PK o
pGº RT ln K
3-Utilizar la estequiometría de la reacción para expresar
los números de moles en el equilibrio, ,en función de
los números de moles iniciales, , y del avance de la
reacción en equilibrio, ,según la reacción
4-(a) Si la reacción se lleva a cabo a T y P constantes,
utilizar
para expresar cada presión parcial en función de .
(b) Si la reacción se lleva a cabo a T y V constantes,
utilizar para expresar cada
presión parcial en función en .
in
,0in
,0i i in n v
iP
,0/ /i i i iP n RT V n v RT V
iP
,0
,0
i iii i
i i i
i i
n vnP x P P P
n n v
(1)
5-Sustituir las presiones parciales Pi (expresadas en
función de ) en la expresión de la constante de
equilibrio , y resolver la ecuación resultante
despejando .
6-Calcular los números de moles en el equilibrio, ,
utilizando .
iv
p i iK P
in
,0i i in n v
2 4N O g 2NO g
2 4 22N O g NO g
EJEMPLO
Suponga un sistema que contiene inicialmente 0,300
moles de y 0,500 moles de , y en el que
se alcanza el equilibrio
a 25ºC y 2,00 atm. Calcule la composición en el
equilibrio.
Realizando el paso 1 del esquema indicado, utilizamos
los datos del Apéndice para obtener
Para el paso 2, tenemos
y
298 / / 2 51,31 97,89 4,73G kJ mol
pG RT ln K y
ln 1,908pK 0,148pK
Para realizar el paso 3, sea x el número de moles de
N2 O4 que reaccionan antes de alcanzar el equilibrio. Por
la esquiometría de la reacción, se habrán formado 2x
moles de NO2, y los números de moles en el equilibrio
serán
moles y moles
[Fíjese que el avance de la reacción en el equilibrio es
ξ = x moles, y se satisface ]
Como T y P son constantes, utilizamos la Ecuacion del
paso 4 (a) para escribir
ya que
2 40,300N On x
20,500 2NOn x
,0i i in n v
2 2 2 4 2 4
0,500 2 0,300,
0,800 0,800NO NO N O N O
x xP x P P P x P P
x x
0,300 0,500 2 0,800 .i in x mol x mol x mol
Haciendo a continuación el paso 5, resulta
La reacción tiene lugar a P = 2,00 atm = 1 520 torr, y
Pº = 1 bar = 750 torr; por lo tanto, 0,148 (Pº/P) = 0,0730, y
simplificando la expresión anterior se llega a4,0730x2 + 2,0365x + 0,2325 = 0
Aplicando la fórmula que da las
soluciones de la ecuación de segundo grado
se obtiene
2
2 4
2
/
/
NO
P
N O
P PK
P P
2 2
2 2
0,500 2 / º 0,800 0,250 2 40,148
0,300 / º 0,240 0,500 º0,800
x P P x x x P
x P P x x Px
1 22 4 / 2x b b ac a
2 0ax bx c
0,324 0,176x y x
El numero de moles de cada sustancia presentes en el
equilibrio debe ser positivo. Así moles
> 0, y x debe ser menor que 0,300.
Además, n(NO2) = (0,500 + 2x) moles > 0,y x debe ser
mayor de -0,250. Tenemos entonces -0,250 < x < 0,300.
Por lo tanto, debemos desestimar la raíz x = -0,324.
Queda x = -0,176, y el paso 6 da
2 4 0,300n N O x
2 4 0,300 0,476n N O x moles moles
2 4 0,500 2 0,148n N O x moles moles
APLICACIONES DE CÁLCULO DE CONSTANTES DE
EQUILIBRIO EN SISTEMAS BIOQUÍMICOS
El transporte de oxígeno (O2)a la sangre se
da mediante la producción de
oxihemoglobina(HbO2).
En la montaña la concentración
de O2 disminuye en la sangre,
lo que altera el equilibrio
disminuyendo la concentración
de HbO2
Por este motivo el funcionamiento de nuestro cuerpo se altera
provocando mareos y hasta la muerte
Para compensar este desequilibrio el cuerpo
produce más hemoglobina (Hb) y se restituye
el equilibrio entre O2, Hb y HbO2.
Este proceso no es instantáneo e implica otros procesos y la
intervención de enzimas
La producción de Hb se da cuando una persona se va a vivir en una
atmósfera con baja concentración de O2 en comparación con la
concentración de O2 cuando vivía a menor altura
Ejercicio. En presencia del enzima fosfohexosaisomerasa, la
fructosa-6-fosfato se transforma reversiblemente en glucosa-
6-fosfato (F6P ↔ G6P) La constante de equilibrio a 37 °C es
aproximadamente K = 2. Calcular:
(a) El cambio de energía libre de la reacción en condiciones
estándares
(b) Las concentraciones en el estado de equilibrio si partimos
de una concentración inicial de F6P igual a 0.06 Molar
(c) El valor del cambio en la energía libre de Gibbs real y el
sentido en que se iría desplazando la reacción si las
concentraciones se mantuvieran constantes, por causas
externas, con los siguientes valores: [F6P] = 0.02 Molar, [G6P]
= 0.16 Molar
Resolución:
(a) Se calcula el cambio de energía libre de la reacción en
condiciones estándares a partir del conocimiento de la
constante de equilibrio, es decir con la ecuación:
(b) Considerando a "x" como el número de moles de F6P
que han reaccionado al alcanzar el equilibrio, las
concentraciones de los componentes de la reacción son:
Aplicando la expresión para la constante de equilibrio de la
reacción, tenemos que
Sustituyendo los datos en la anterior ecuación resulta que
Resolviendo la ecuación se obtiene como solución que x =
0.04, es decir que las concentraciones en equilibrio son
(c) Para condiciones no estándares se aplica la ecuación
al reemplazar los datos conocidos se tiene que
El signo positivo indica que la reacción espontánea es la de
sentido a la izquierda.
