¿Están todas las reacciones químicas en equilibrio?

Question

En un viejo libro de texto leí que toda reacción química está teóricamente en equilibrio. Si esto es cierto, ¿cómo puede una reacción ser de una sola manera?

Answer 1

1. Sí, toda reacción química puede estar teóricamente en equilibrio. Toda reacción es reversible. Véase mi respuesta a la pregunta 43258 de chem.SE para más detalles.

2. Esto incluye incluso las reacciones de precipitación y las que liberan gases. El equilibrio no es sólo para los líquidos. Existen equilibrios multifásicos.

3. Lo único que impide que las reacciones químicas estén "en equilibrio" es la falta del número adecuado de moléculas. Para que una reacción esté en equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos deben estar relacionadas por la constante de equilibrio .
   $$ \ce{ A <=> B} $$ $$ K = \frac{[B]}{[A]} $$

   Cuando las constantes de equilibrio son extremadamente grandes o pequeñas, se requiere un número extremadamente grande de moléculas para satisfacer esta ecuación. Si $K = 10^{30}$ , entonces en el equilibrio habrá $10^{30}$ moléculas de B por cada molécula de A. Otra forma de ver esto es que para que se produzca el equilibrio, tiene que haber al menos $10^{30}$ moléculas de B, es decir, más de un millón de moles de B, en el sistema para que haya "suficiente" B para garantizar un equilibrio, es decir, para garantizar que habrá una concentración de "equilibrio" bien definida de A.

   Cuando no hay tantas moléculas, no hay un equilibrio significativo. Para constantes de equilibrio muy grandes (o muy pequeñas), será muy difícil obtener un equilibrio. Además de necesitar un sistema de tamaño megamolecular (o mayor), el sistema tendrá que estar bien mezclado, ser isotérmico e isobárico. Esto no es fácil de conseguir en escalas tan grandes.

Actualización Los comentaristas sugieren que las reacciones "irreversibles" sí no tienen un equilibrio. Esto es cierto, pero tautológico. En el mundo real, todas las reacciones son reversibles, al menos en un grado (tal vez insignificante). Decir lo contrario sería violar reversibilidad microscópica . Una reacción 100% irreversible tendría una constante de equilibrio infinita. Pero si $K= \infty$ entonces $\Delta G^{\circ} = -RT \ln{K}$ se convertiría en $\Delta G^{\circ} = -\infty$ . ¡Así que para obtener energía infinita sólo tendríamos que utilizar reacciones 100% irreversibles! Es de esperar que los problemas con la idea de las reacciones "irreversibles" se hagan evidentes.

Answer 2

El equilibrio sólo puede aplicarse a un sistema cerrado.

Las reacciones que forman precipitados insolubles o gases que se escapan no muestran el comportamiento de un sistema cerrado. Por lo tanto, estas reacciones pueden no estar en equilibrio. Sin embargo, estas afirmaciones son más pragmáticas que reales.

Resulta que en la respuesta anterior, el sulfato de bario tiene un $\ce{K_{sp}}$ de $\ce{1.1 x 10^{-10}}$ por lo que formalmente existe un pequeño equilibrio relacionado con la cantidad de sulfato de bario en la solución $\ce{1.05 x 10^{-5}}$

Como los gases se escapan en la solución, pueden ser readsorbidos, y por lo tanto habría un pequeño equilibrio para procesos como ese.

Pero, desde el punto de vista pragmático, estas reacciones no están en equilibrio.

Answer 3

Sí, toda reacción es un equilibrio. Una reacción completa es un equilibrio con una constante de equlibrio alta. Si escribes la expresión de la constante de equilibrio, verás que una constante de equilibrio alta implica que la conc. de los productos es muy alta, es decir, que la reacción ha llegado a su fin.

Answer 4

$$ \ce{BaCl2 (aq) + H2SO4 (aq) -> BaSO4 (s) + 2 HCl (aq)} $$ Pensemos en lo que significa (aq); significa que tienes iones flotando por ahí que están en equilibrio con sus sólidos.

Si se parte de pensar que no hay precipitado, sólo iones disueltos, tenemos $\ce{Ba^{2+}}$ , $\ce{H+}$ , $\ce{Cl-}$ y $\ce{SO4^{2-}}$ . Entonces se considera el $K_{\mathrm{s}}$ de las diferentes sales, que son $\ce{BaCl2}$ , $\ce{HCl}$ , $\ce{BaSO4}$ y $\ce{H2SO4}$ . Todos ellos irán a $K_{\mathrm{s}}$ Así, todas las sales se formarían y se disolverían a menos que se bloqueen, por ejemplo, las cosas se pueden sobresaturar. $\ce{BaSO4}$ tiene un Ks extremadamente bajo por lo que la mayoría precipitará al mismo tiempo. $\ce{BaCl2}$ irá a $K_{\mathrm{s}}$ con los iones $\ce{Ba^{2+}}$ y $\ce{Cl-}$ que todavía están en solución, y $\ce{H2SO4}$ también iría a $K_{\mathrm{s}}$ , lo que significa que $\ce{BaCl2}$ se está formando, y por lo tanto hay una reacción inversa.

Tenga en cuenta que si tuviera $\ce{BaSO4}$ en el agua, que estaría en equilibrio (por lo que se disuelve un poco de $\ce{Ba^{2+}}$ iones y $\ce{SO4^{2-}}$ iones), y añadí $\ce{Cl-}$ iones, una cantidad insignificante más $\ce{BaSO4}$ se disolverá, ya que $\ce{BaCl2}$ iría al equilibrio, reduciendo $\ce{Ba^{2+}}$ iones, lo que lleva a cantidades insignificantes de $\ce{BaSO4}$ disolviéndose para permanecer en $K_{\mathrm{s}}$ . Esto también muestra el principio de Le Chatelier.

Answer 5

No, toda reacción no está en equilibrio con sus productos. Considera la siguiente reacción irreversible: $$\ce{BaCl2(aq) + H2SO4(aq) -> BaSO4(ppt) + 2HCl(aq)}$$ .

Por definición, si la reacción es irreversible, entonces no hay equilibrio para esa reacción.

• Si hubiera un "equilibrio" para la reacción entonces la ecuación sería algo así como: $$\ce{K_{eq}} = \dfrac{\ce{[BaSO4][HCl]^2}}{ \ce{[BaCl2][H2SO4]}}$$ y tal equilibrio simplemente no existe ya que cuando el sulfato de bario se precipita puede haber un microgramo o un kilo como producto.
• Piénsalo de otra manera: añadiendo $\ce{HCl}$ (en solución diluida) o $\ce{BaSO4}$ no cambiará la reacción a la izquierda. (Añadir más HCl cambiaría $\ce{HSO4^{-} <-> H+ + SO4^{2-}}$ en soluciones concentradas, lo que no es el punto que estoy tratando de hacer).
• Existe un producto de solubilidad para el sulfato de bario, pero el producto de solubilidad no depende de la cantidad de precipitado de sulfato de bario, ni de la concentración de HCl. Así que el producto de solubilidad no es para la reacción global, sino para una parte del sistema:

$$\ce{[Ba][SO4^{2-}] = K_{sp}}$$

(Revelación completa - Teóricamente el producto de solubilidad del sulfato de bario no dependería de la concentración de HCl, pero en realidad eso no es del todo cierto. El producto de solubilidad del sulfato de bario realmente depende de la actividad de los iones de bario y sulfato, por lo que la fuerza iónica de la solución importa).