Estudio termodinámico del equilibrio químico
Un sistema en el que tenga lugar un proceso espontáneo, tiende a un estado de equilibrio en el cual las variables del sistema permanecen constantes.
Las ecuaciones del cambio de energía libre y del cambio de energía libre estándar son respectivamente:
∆G = ΔH − T ∆S
∆Go = ΔHo − T ∆So
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos → Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: ∆Go = Go (produc-tos) − Go (reactivos)
Donde ∆Go representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar.
La relación existente entre ambas magnitudes es:
∆G = ∆Go + R T Ln Q
Donde:
R = constante de los gases (8,314 kJ/mol K).
T = temperatura absoluta de la reacción.
Q = cociente de reacción expresado en función de presiones.
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ∆Gº y R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante.
En el equilibrio se define ∆G = 0 y Q = Kp, con lo que:
0 = ∆Gº + R T Ln Q
∆G º = −R T Ln Kp
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues relaciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de esta manera, se puede calcular Kp si se conoce ∆Gº, y viceversa.