Introducción al equilibrio químico

Descripción general

En general, tenemos la idea de que una reacción química es unidireccional. Que cuando los reactivos reaccionan, se generan los productos. Y que ahí se termina todo. 

La realidad suele ser un poquito más compleja. En muchas reacciones, especialmente las que ocurren en sistemas cerrados (por ejemplo, recipientes cerrados o soluciones), los productos pueden reaccionar nuevamente para formar reactivos. Esto se representa con una doble flecha de reacción:

Algunas reacciones, como las combustiones o aquellas donde los productos escapan del recipiente, no son reversibles.

Un ejemplo clásico es la reacción entre el dióxido de nitrógeno (NO₂), un gas marrón, y el tetróxido de dinitrógeno (N₂O₄), un gas incoloro:

N₂O₄ (g) 2 NO₂ (g)

Si colocamos N₂O₄ puro en un recipiente, pronto aparece un color marrón debido a la formación de NO₂, aumentando hasta alcanzar el equilibrio, momento en que el color permanece estable.  
¿Quiere decir eso que la reacción se ha parado? ¡NO! Si tuviésemos una lupa que nos permitiese mirar a nivel molecular, veríamos que la reacción sigue ocurriendo. El equilibrio químico ocurre cuando, en una reacción reversible (aquella que puede ocurrir en ambos sentidos), las velocidades de la reacción directa e inversa se igualan. Es decir, los reactivos se están formando y destruyendo, convirtiéndose en productos, a la vez y al mismo ritmo. Por eso no percibimos cambios desde nuestro punto de vista. Pero los hay: el equilibrio es un proceso dinámico.

Para el proceso: 
 

Desde el punto de vista cinético, en equilibrio ambas velocidades (directa e inversa) son iguales. Desde el punto de vista termodinámico, el equilibrio ocurre cuando el cambio en la energía libre (ΔG) es cero.