Diferencia entre revisiones de «Química/Equilibrio químico»
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Línea 22:
:Así, para una reacción del tipo xA + yB <math>\Leftrightarrow \;</math> vC + zD tendríamos que v1 = k1.<math>[A]^x.[B]^y</math> y v2 = k2.<math>[C]^v.[D]^z</math>
:Si v1 = v2, haríamos k1.<math>[A]^x.[B]^y</math> = <math>k2.[C]^v.[D]^z</math>
NOTA IMPORTANTE: Las potencias a que están elevadas estas concentraciones se denominan órdenes parciales de la reacción y no suelen coincidir con los coeficientes estequiométricos (sólo coinciden si la reacción considerada es elemental).Por tanto, la única manera rigurosa de deducir la constante de equilibrio es mediante el método termodinámico.
:Dos químicos noruegos, en 1863, [[Guldberg]] y [[Waage]] (que, por cierto, eran cuñados), tuvieron la idea de hacer el cociente <math>\frac{k1}{k2}</math>, y a esa relación la denominaron "'''constante del equilibrio'''".
Esa constante, '''K''', relaciona entre si las concentraciones (en el equilibrio final) de cada componente del sistema y nos proporciona un valor numérico que identifica el caso. Dicha concentración se puede sustituir por la presión parcial, o por el número de moles, o por la fracción molar, y en cada caso la constante presentará distinto valor numérico y distintas unidades:
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