Ejemplos de Reacciones No Espontáneas

Química GeneralReacciones Reacción No Espontánea

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 >



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:
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 + energíaCH4 + 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)