26.6: El Signo de ΔG y no ΔG° Determina la Dirección de Espontaneidad de Reacción

Es importante distinguir entre la energía de reacción de Gibbs,\(\Delta_rG\) y la energía de reacción de Gibbs del estado estándar,\(\Delta_rG^\circ\). El\(^\circ\) se refiere a condiciones estatales estándar. Es decir, cada reactivo y producto tiene una presión parcial de 1 bar si es un gas, una concentración de 1 M si es una solución, y todos están sin mezclar entre sí. Tales condiciones idealizadas, si bien son convenientes para servir como estado de referencia, en realidad no representan condiciones de reacción reales. Considere la reacción del nitrógeno con hidrógeno para formar amoníaco:

\[\sf N_2\it\left(g\right)\sf+3 H_2\it\left(g\right)\sf\rightarrow 2 NH_3\it\left(g\right) \nonumber \]

\[\Delta_rG^\circ=-32.9 \;\frac{\text{kJ}}{\text{mol K}} \nonumber \]

Si la reacción se realizara en condiciones de estado estándar (1 bar de presión parcial de cada gas), la reacción se desplazaría hacia los productos desde entonces\(\Delta_rG^\circ<0\). Es decir, las presiones parciales de N ₂ y O ₂ disminuirán y la presión parcial de NH ₃ aumentará hasta alcanzar el equilibrio. La energía de reacción de Gibbs depende de la composición:

\[\Delta_rG=\Delta_rG^\circ+RT\ln{Q}=\Delta_rG^\circ+RT\ln{\left(\frac{P_{\text{NH}_3}^2}{P_{\text{N}_2}P_{\text{H}_2}^3}\right)} \nonumber \]

En equilibrio, se alcanzará la energía mínima de reacción de Gibbs:

\[\Delta_rG=0 \;\frac{\text{kJ}}{\text{mol K}} \nonumber \]

Y el cociente de reacción será igual a la constante de equilibrio:

\[Q=K \nonumber \]