Cociente de reacción

Cuando partimos de unas concentraciones iniciales de reactivos y productos, sólo se podrá producir una reacción conocida como neta, si se da el caso que el sistema no está en equilibrio. En dicho cas, el sistema evolucionará hasta que alcance el estado de equilibrio, para lo cual se verán producidos una serie de cambios en las concentraciones de los reactivos y también de los productos, dependiendo ambas de los valores respectivos de las concentraciones inicialmente.

Por ejemplo, al introducir en un matraz una mezcla de hidrogeno H2 (g) y de yodo, I2 ( g), se conseguirá alcanzar el equilibrio a través de una reacción de tipo directa, es decir, se producirá la formación del HI (g) e expensas de H2(g) y I2(g), siguiendo la siguiente reacción:

H2(g) + I2 (g) ↔ 2HI (g)

En cambio, se produce el caso contrario si introducimos HI ( g) en un matraz, pues el estado de equilibrio se verá alcanzado como consecuencia de que una parte del HI se descompondrá en H2 y I2, produciéndose justamente la reacción inversa:

2HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g)

No es fácil, sin embargo, poder predecir el sentido que va a llevar una reacción en el caso de haber añadido en un matraz concentraciones arbitrarias de productos, o de reactivos. Para ello, resulta útil y conveniente introducir un concepto nuevo, el de cociente de reacción.

El cociente de reacción, designado generalmente con la letra Q, coincide con otra expresión, la de la constante de equilibrio, diferenciándose en que el cociente de reacción puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción, e incluso para cualquier valor de concentraciones ya sea de reactivos o productos, por lo que no se necesita que esté en estado de equilibrio la reacción para poder calcular la Q.

Siguiendo el ejemplo anteriormente propuesto, la reacción para calcular el cociente de reacción será la siguiente:

Q = [HI]^2 / [H2][I2]

Dadas unas concentraciones concretas de reactivos y productos en un determinado momento, si Q es igual a Kc, el sistema se encontrará en equilibrio ( ∆G =0), y sin haber reacción neta. El caso contrario ocurre cuando Q es distinta de Kc (∆G ≠ 0 ), existirá reacción neta, por lo tanto, el sistema podrá evolucionar hacia el estado de equilibrio

( ∆G =0). Podemos saber en que sentido evolucionará una reacción si comparamos los valores de Q y de Kc.

• Así, si Q < Kc, esto significará que el cociente de las concentraciones iniciales (q), tendrán un valor menor al que deberían tener en equilibrio ( Kc.). Esto se debe a que el denominador del cociente de la reacción es grande, mientras el numerador es pequeño. Así que el modo de llegar al equilibrio será incrementando la concentración de HI ( g), pues de esta forma se reducirán las concentraciones de H2(g) y I2(g), creciendo el valor de Q. La reacción directa se producirá en una mayor extensión que la reacción inversa hasta que se llegue al equilibrio. En dicho momento, el nuevo valor de Q, será igual al valor que tendrá Kc, y por lo tanto la reacción inversa se producirá a igual velocidad.
• Si Q > Kc, el valor que tiene el cociente de las concentraciones inicialmente ( Q) será superior al que le corresponde al estado de equilibrio ( Kc). Así el numerador del cociente de la reacción es grande, y el denominador, pequeño.

En este caso la reacción inversa se producirá en mayor extensión que la reacción directa, hasta que el nuevo valor de Q sea igual a Kc.