Ejemplos de Reacciones No Espontáneas

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La Reacción No Espontánea:

Las Reacciones No Espontáneas son reacciones químicas que una vez iniciadas se necesita intervenir sobre ellas para que puedan desarrollarse (necesitan de aporte de energía o empleo de catalizadores).

Las Reacciones No Espontáneas poseen una energía libre de Gibbs (ΔG) positiva:

ΔG = ΔH - TΔS > 0

donde ΔH es el cambio en la entalpía, ΔS el cambio de entropía y T la temperatura en ºK

Por el contrario, cuando la energía libre de Gibbs es negativa (ΔG < 0) entonces la reacción es espontánea y no será necesario intervenir sobre ella para que se desarrolle.

Cuando la reacción está en equilibrio, la energía libre de Gibbs es nula (ΔG = 0).

Según los valores de ΔH y TΔS tenemos los siguientes casos:

• ΔS>0 y ΔH<0 → es una reacción exotérmica espontánea a cualquier temperatura
• ΔS>0 y ΔH>0 → es una reacción endotérmica espontánea a altas temperaturas
• ΔS<0 y ΔH<0 → es una reacción exotérmica no espontánea a bajas temperaturas
• ΔS<0 y ΔH>0 → es una reacción endotérmica no espontánea a ninguna temperatura

Nota: cualquier reacción espontánea se convierte en no espontánea cuando se realiza en sentido contrario.

Ejemplos de Reacción No Espontánea:

Algunos ejemplos de reacciones no espontáneas son:

• CO₂ + 2 H₂O + energía→ CH₄ + 2 O₂
• es una reacción endotérmica, por lo tanto ΔH > 0
• disminuye la entropía (se crea una molécula más compleja), por lo tanto  ΔS < 0 
• Entonces al ser ΔG > 0 en todos los casos, es decir es siempre una reacción no espontánea
  

• O₂ + N₂ → 2 NO
• es una reacción endotérmica (ΔH > 0) puesto que es necesario aportar energía para romper las uniones del oxígeno y del nitrógeno
• disminuye la entropía (ΔS < 0) puesto que se crea se pasa de dos moleculas diferentes a una única molécula
• Por lo tanto ΔG = ΔH - TΔS > 0 para cualquier temperatura, es decir, es siempre una reacción no espontánea.

• N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ 
• Sean las entalpías de formación y las entropías: 
• ΔH⁰ (N₂) = 0   ΔH⁰ (H₂) = 0   ΔH⁰ (NH₃) = -46 KJ/mol
• ΔS (N₂) = 0,19KJ/molºK   ΔS (H₂) = 0,13KJ/molºK     ΔS (NH₃) = 0,19KJ/molºK  
• ¿Es espontánea a 25ºC?
• 25ºC = 273+25 = 298ºK
• ΔG = ΔH - TΔS = (2 · (- 46)  - 0 - 3·0) - 298 · (2 · 0,19 - 0,19 - 3·0,13) = -92 + 59,6 = -32,4
• ΔG =  -32,4 (al ser negativo se trata de una reacción espontánea)
• ¿Es espontánea a 500ºC?
• 500ºC = 273+500 = 773ºK 
• ΔG = ΔH - TΔS = (2 · (- 46)  - 0 - 3·0) - 773· (2 · 0,19 - 0,19 - 3·0,13) = -92 + 154,6 = 62,6  
• ΔG =  +62,6 (al ser positivo se trata de una reacción no espontánea)

Por el contrario algunos ejemplos de reacciones espontáneas son:

• Disolución de sal en agua (NaCl → Na⁺ + Cl^-)
  • es una reacción endotérmica (ΔH > 0) haciendo disminuir la temperatura de la disolución
  • la entropía aumenta (ΔS > 0) pero mucho más que la entalpía, por lo tanto
    ΔG = ΔH - TΔS < 0, es decir, es una reacción espontánea

• La mayoría de las reacciones exotérmicas son espontáneas:

• Reacciones de Combustión: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O + calor
• Reacciones explosivas
• Reacciones de oxidación: 2 Fe + O₂ → 2 FeO + calor
• Reacciones de Ácidos con Bases: HCl + NaOH → NaCl + H₂O + calor

versión 1 (31/10/2015)