* El equilibrio favorece el lado con menor energía libre: El equilibrio se alcanza cuando las velocidades de reacción hacia adelante e inversa son iguales. Esto no significa que las concentraciones sean iguales. El equilibrio favorece el lado de la reacción con la energía libre de Gibbs inferior (ΔG). Esto está influenciado por factores como:
* Cambio de entalpía (ΔH): Las reacciones exotérmicas (calor de liberación) se favorecen en el equilibrio.
* Cambio de entropía (ΔS): Se favorecen las reacciones que aumentan el desorden (mayor entropía).
* EQUILIBRIO CONSTANTE (K): La constante de equilibrio (k) cuantifica las cantidades relativas de reactivos y productos en equilibrio.
* k> 1: Los productos son favorecidos en equilibrio.
* k <1: Los reactivos son favorecidos en equilibrio.
* k =1: Los reactivos y los productos están presentes en cantidades aproximadamente iguales.
* Stoichiometría de reacción: La ecuación química equilibrada dicta las relaciones moles de reactivos y productos. Por ejemplo, en una reacción como:
`` `` ``
A + B <=> 2C
`` `` ``
Incluso si la constante de equilibrio es 1, no tendrá 50% A + B y 50% C. Tendrá una distribución diferente para satisfacer la relación 1:1:2 moles.
Ejemplo:
Imagine una reacción con una constante de equilibrio (k) de 10. Esto significa que los productos están fuertemente favorecidos en el equilibrio. En equilibrio, es probable que encuentre un porcentaje mucho más alto de productos que los reactivos.
En resumen:
La posición de equilibrio está determinada por la energía libre relativa de los reactivos y productos, que se refleja en la constante de equilibrio. Esto a menudo conduce a concentraciones desiguales de reactivos y productos en equilibrio. La división 50/50 es solo un caso especial que solo ocurre en escenarios específicos con un valor K cercano a 1.
