En términos termodinámicos, una reacción química, bajo un conjunto dado de condiciones, se completa cuando el sistema alcanza el equilibrio. Esto es cierto tanto para las reacciones reversibles como para las irreversibles.
En el equilibrio químico, las concentraciones de reactivos individuales y productos permanecen constantes. En otras palabras, no hay más cambios en la identidad química de los reactivos y productos en equilibrio, siempre que las condiciones de reacción permanezcan inalteradas. Pero no es necesario que la cantidad total del reactivo o reactivos tenga que convertirse en productos para completar el proceso.
En una reacción reversible como la síntesis de amoníaco, tanto la reacción directa como la inversa proceden a la misma velocidad en el equilibrio químico.
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N2 + 3H2 = 2NH3 + energía calorífica
Si el nitrógeno gaseoso y el hidrógeno se calientan en un tubo sellado a aproximadamente 500 grados C, los dos gases se combinan para formar amoníaco. Pero el amoníaco también se descompone en sus elementos a temperaturas muy altas. Entonces, después de que se forma una cierta cantidad de amoníaco, también comienza la reacción inversa, la descomposición del amoníaco en nitrógeno e hidrógeno. En el equilibrio, ambos procesos se equilibran entre sí, y no se forma más amoníaco, siempre y cuando las condiciones permanezcan inalteradas. Si la temperatura se eleva a más de 1100 grados C, casi todo el amoníaco se descompondrá en los reactivos: nitrógeno e hidrógeno. En el proceso de Haber para la producción de amoníaco, la temperatura óptima se mantiene a 450–55 ° C, la presión a 250 atm, y el hierro finamente dividido se usa como catalizador para un mejor rendimiento. Por lo tanto, para una reacción reversible, su finalización no significa la conversión completa de los reactivos / reactivos, sino el logro del equilibrio químico en las condiciones dadas.
En caso de reacciones irreversibles como la neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte o la reacción de precipitación entre soluciones acuosas de dos sales solubles o la reacción entre un metal activo y un ácido mineral fuerte, o la combustión de hidrocarburos como el metano, También procedemos hacia el equilibrio, pero prácticamente en una sola dirección. Aquí, equilibrio significa la transformación de la cantidad total de reactivo / reactivos en producto / productos estables.
Por ejemplo, considere la reacción irreversible que tiene lugar cuando un pequeño trozo de sodio metálico se pone en exceso de agua a temperatura ambiente. El metal reacciona vigorosamente con agua según la siguiente ecuación:
2Na (s) + 2H2O (l) ———-> 2NaOH (aq) + H2 (g)
A medida que esta reacción irreversible avanza hacia el equilibrio químico, la cantidad total de sodio se convierte en hidróxido de sodio, junto con el gas de hidrógeno de liberación. Por lo tanto, para el sistema Na (s) -H2O (l), el hidróxido de sodio acuoso representa su posición de equilibrio estable. De manera similar, la posición de equilibrio para el sistema de ácido clorhídrico de magnesio (Mg-HCl) está representada por una solución acuosa de cloruro de magnesio.
Mg (s) + 2HCl (aq) ———-> MgCl2 (aq) + H2 (g)
En equilibrio, el cambio en la energía libre de Gibb del sistema químico es mínimo (delta G = cero). Todas las reacciones espontáneas están acompañadas por una disminución en la energía libre de Gibb (delta G es negativa), mientras que lo contrario es cierto para las reacciones que no son espontáneas.
