Revisión del 23:14 11 feb 2008 editar 83.59.99.96 (discusión) Sin resumen de edición ← Edición anterior		Revisión del 20:32 12 feb 2008 editar deshacer 83.59.99.96 (discusión) Sin resumen de edición Edición siguiente →
Línea 1: El '''''equilibrio químico''''' es una situación que se produce en el estado final de muchos sistemas químicos en reacción. :Podemos entender fácilmente que si en una reacción entre varias sustancias (''reactivos'') una de ellas se agota, todo el proceso finaliza. Al analizar la composición del resultado, encontraremos cierta cantidad de producto, junto con unos residuos de reactivos que no han podido intervenir en el fenómeno. Esto se evita si iniciamos la reacción usando cantidades ''estequiométricas'' (justas) de los reactivos, de modo que todos ''se agoten a la vez''. ¡Pero en muchas ocasiones esto no sucede!. Por eso aparece el concepto de reactivo ''limitante'' ó ''limitador''. Pero... debemos atender a la termodinámica del sistema en reacción. Línea 8: :::En muchas reacciones, el sistema evoluciona de tal forma que se alcanza un punto en el cual su composición química corresponde a un nivel con un mínimo de G. ¡Eso es lo que llamamos '''''equilibrio químico'''''!. Por consideraciones cinéticas o por un camino termodinámico, se puede deducir un parámetro, característico de la reacción y de su temperatura de operación, que se denomina '''constante de equilibrio'''. :Esa constante, K, relaciona entre sísi 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. :Por ejemplo, para una reacción del tipo xA + yB <math>\Leftrightarrow \;</math> vC + zD, tendríamos... :::::<math>K_c</math> = <math>\frac{[C]^v.[D]^z} {[A]^x.[B]^y}</math>

Diferencia entre revisiones de «Química/Equilibrio químico»