Química kc
Si el equilibrio involucra especies gaseosas, entonces las concentraciones deben expresarse en términos de la presión parcial de la sustancia gaseosa. La constante de equilibrio en términos de presiones parciales puede darse como
En la expresión anterior, el corchete denota la concentración molar, es decir, la concentración en mol/L como se mencionó anteriormente. La expresión (1) también se conoce como Ley del Equilibrio Químico. A una temperatura determinada, la constante de equilibrio tiene un valor definido. Cuando expresamos la concentración en mol L-1, la constante de equilibrio se denomina Kc.
Aquí, la concentración del producto (amoníaco) aparece en el numerador, y las de los reactivos (hidrógeno y nitrógeno) aparecen en el denominador. Cada término de concentración, [NH3], o [N2], o [H2], se eleva a una potencia igual al coeficiente estequiométrico en la ecuación equilibrada. K se llama constante de equilibrio.
En el caso de los gases suele ser más conveniente utilizar las presiones parciales en la expresión de equilibrio, ya que la presión parcial de un gas en una mezcla de gases es proporcional a su fracción molar, que es una medida de su concentración. Por lo tanto, la constante de equilibrio para una reacción en la que intervienen gases se representa por Kp, donde K es la constante de equilibrio y el subíndice P es la presión parcial de los reactivos gaseosos y del producto que reacciona.
Química Ks
Los equilibrios químicos pueden desplazarse cambiando las condiciones que experimenta el sistema. Decimos que “estresamos” el equilibrio. Cuando estresamos el equilibrio, la reacción química deja de estar en equilibrio, y la reacción empieza a retroceder hacia el equilibrio de forma que disminuye la tensión. El enunciado formal se denomina principio de Le Chatelier: si se somete a tensión un equilibrio, la reacción se desplaza para reducir la tensión.
Hay varias formas de forzar un equilibrio. Una de ellas es añadir o eliminar un producto o un reactivo en una reacción química en equilibrio. Cuando se añade un reactivo adicional, el equilibrio se desplaza para reducir esta tensión: se obtiene más producto. Cuando se añade un producto adicional, el equilibrio se desplaza hacia los reactantes para reducir la tensión. Si se elimina el reactante o el producto, el equilibrio se desplaza para producir más reactante o producto, respectivamente, para compensar la pérdida.
Cabe destacar que cuando se añaden o eliminan reactivos o productos, el valor del Keq no cambia. La reacción química simplemente se desplaza, de manera predecible, para restablecer las concentraciones de modo que la expresión Keq vuelva al valor correcto.
Equilibrio de la presión
Al comenzar nuestro estudio de las reacciones de los gases, supondremos un conocimiento de las propiedades físicas de los gases descritas por la Ley de los Gases Ideales y una comprensión de estas propiedades dada por los postulados y conclusiones de la Teoría Cinética Molecular. Asumimos que hemos desarrollado un modelo dinámico de equilibrio de fases en términos de tasas en competencia. También asumiremos una comprensión del enlace, la estructura y las propiedades de las moléculas individuales.
Al realizar los cálculos estequiométricos, asumimos que podemos calcular la cantidad de producto de una reacción a partir de la cantidad de reactivos con la que empezamos. Por ejemplo, si quemamos gas metano, \ce{CH_4} \left( g \right)\\Nen exceso de oxígeno, la reacción
De nuestro estudio de las transiciones de fase hemos aprendido el concepto de equilibrio. Hemos observado que, en la transición de una fase a otra de una sustancia, bajo ciertas condiciones se encuentra que ambas fases coexisten, y nos referimos a esto como equilibrio de fase. No debe sorprendernos que estos mismos conceptos de equilibrio se apliquen también a las reacciones químicas. Por lo tanto, en la reacción anterior, debemos examinar si la reacción produce exactamente un mol de \ce{CO_2} por cada mol de \ce{CH_4} con el que empezamos o si acabamos con una mezcla en equilibrio que contiene tanto \ce{CO_2} como \ce{CH_4}. Veremos que las diferentes reacciones nos proporcionan respuestas diversas. En muchos casos, se consumen prácticamente todos los reactivos, produciendo la cantidad estequiométrica de producto. Sin embargo, en muchos otros casos, todavía hay cantidades sustanciales de reactivo cuando la reacción alcanza el equilibrio, y en otros casos, casi no se produce ningún producto en el equilibrio. Nuestro objetivo será comprender, describir y predecir el equilibrio de la reacción.
Cinética de reacción en fase gaseosa
Derivar la composición química de los gases en las atmósferas de las estrellas, las enanas marrones y los planetas es una de las tareas de modelización más fundamentales en astronomía. Todos los procesos hidrodinámicos, evolutivos y radiativos dependen de la termodinámica del gas. En particular, la interpretación de las observaciones espectrales requiere un conocimiento detallado de la composición del gas. Sólo así se puede resolver con éxito el problema inverso de inferir la estructura físico-química interna de un objeto en el espacio a partir de las observaciones espectroscópicas.
En la primera aproximación, se supone que el gas está en equilibrio termodinámico local (LTE), por lo que la composición del gas puede calcularse a partir del principio termodinámico de minimización de la energía libre de Gibbs del sistema (por ejemplo, White et al. 1958; Eriksson 1971). El equilibrio termoquímico es una parte del conjunto de supuestos de la LTE que se utiliza en particular para calcular las abundancias de las moléculas. Los trabajos pioneros en esta área se realizaron para las atmósferas de estrellas frías en las que las moléculas son las principales portadoras de opacidad (por ejemplo, Tsuji 1965; Auer & Mihalas 1968; Gustafsson 1971). Hasta la fecha, las aplicaciones del equilibrio termoquímico están muy extendidas en astronomía, por ejemplo en las atmósferas de los planetas gigantes de gas, las enanas marrones y las estrellas enanas de baja masa (Allard y Hauschildt 1995; Tsuji et al. 1996; Lodders y Fegley 2002; Visscher et al. 2010; Marley y Robinson 2015).
