Diagnóstico de un fragmento microscópico del universo a través de un sistema: equilibrio químico

Diagnóstico de un fragmento microscópico del universo a través de un sistema: equilibrio químico

Entre los temas más comunes que podemos encontrar en el campo de la fisicoquímica se halla el equilibrio químico, un concepto que, a grandes rasgos, parece estar relegado a un laboratorio, pero que realmente es de vital importancia para el ser humano, tanto a nivel industrial como biológico. Para evidenciar un ejemplo, a nivel metabólico, los humanos realizamos homeostasis y contamos con sistemas buffers que mantienen esa condición de equilibrio interna y el pH controlado. Entonces es necesario el estudio del equilibrio químico para comprender el funcionamiento de múltiples sistemas, entendiendo al sistema como cualquier objeto de estudio. De esta forma el propósito del presente ensayo es comprender la definición y condición de equilibrio, su relación con la termodinámica, y los factores que lo afectan. 

El equilibrio considerado como un sistema cerrado, se puede entender como una reacción química reversible, en donde dos reacciones antitéticas ocurren de forma sincrónica a la misma velocidad de reacción. Estos equilibrios son dinámicos, es decir, las especies presentes reaccionan continuamente aún sin cambiar la composición total del sistema. Para entender mejor estas reacciones, se debe interpretar que en este tipo de sistemas los reactivos no se transforman completamente en productos y viceversa, pues las concentraciones de ambos deben estar en igual proporción en esa condición de equilibrio, que corresponde al estado de mínima energía, es decir, donde la variación de la energía libre de Gibbs sea igual a 0. La  enlaza el potencial químico, la estequiometria y la extensión de la reacción. [pic 1]

De una forma experimental Guldberg y Waage en 1864 descubrieron la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con respecto a su magnitud, a la que se le llamó constante de equilibrio (Ke). Esta constante tiene varias características que la hacen especial, las cuales son: nos indica la proporción de las constantes de velocidad de cada reacción en cada una de las etapas en las que ocurra el equilibrio; es termodinámica por lo que depende estrictamente de la temperatura de la reacción y de las concentraciones de las especies específicamente en el equilibrio. Con esto no se pretende decir que las concentraciones en equilibrio sean siempre iguales, sino que esa razón entre los valores es siempre constante. (Whitten et al. 2015).

El concepto termodinámico de la Ke incluye actividades, en lugar de concentraciones, razón por la que es adimensional. Estas actividades están estandarizadas para gases ideales (g) y especies acuosas (ac), pero para estados de agregación sólidos (s) y líquidos (l) las actividades corresponden al valor de 1, por lo que no participan de esta expresión. De esta manera, la ke se puede denotar en términos de Kc donde se expresan las concentraciones molares, y Kp donde se expresan las presiones parciales de gases. En resumen, los equilibrios se clasifican en homogéneos o heterogéneos según las sustancias participantes. (Whitten et al. 2015).

Teniendo en cuenta la condición de equilibrio y el concepto de Ke, un sistema que esté en estado de mínima energía, se puede alterar o modular con factores como la temperatura, la presión y la concentración. Si una reacción reversible experimenta alguno de estos cambios, el sistema buscará alcanzar una nueva condición de equilibrio. Estas modulaciones se pueden interpretar en conjunto a la variación de Ke y Q (cociente de reacción) mediante el principio de Le Chatelier. “Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación” (Chávez, 2019).

En cuanto a la alteración por concentración, se pueden modular los reactivos y/o productos provocando que el sistema se perturbe y se vea obligado a consumir esa sustancia que se modificó, de modo que se desplazará en un sentido u otro para lograr de nuevo que el avance de reacción sea igual en ambos bordes. 

Si la reacción ocurre en fase gaseosa, los gases se alteran significativamente debido a su compresibilidad.  Cabe aclarar que estos cambios dependen de la temperatura del sistema. Este postulado está directamente relacionado con la ley de Dalton y la ecuación de los gases ideales, donde se crea una relación de proporcionalidad; si el volumen de un gas ideal aumenta, su presión parcial y su concentración disminuyen, y viceversa. En referencia a la posición del sistema, evolucionará en el sentido que se produzca la mayor o menor cantidad de moles del gas en relación con el volumen que se modula. 

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