Por John Brennan – Actualizado el 30 de agosto de 2022

Saber si una reacción ocurrirá por sí sola es una piedra angular de la química. Una reacción que se desarrolla sin aporte de energía externa se denomina termodinámicamente espontánea. El indicador clave de la espontaneidad es el cambio de energía libre de Gibbs estándar, ΔG°, que compara la energía libre de productos y reactivos en sus estados estándar. Un ΔG° negativo indica una reacción espontánea como está escrito; un valor positivo indica que la reacción no es espontánea en las condiciones consideradas.

Paso 1:escribir la ecuación equilibrada

Comience escribiendo una ecuación química completa y equilibrada para la reacción. Si necesita un repaso sobre cómo hacer esto, consulte el recurso introductorio vinculado a continuación. Por ejemplo, la combustión de metano se escribe como:

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Paso 2:recuperar datos termodinámicos

Abra el Libro web sobre productos químicos del NIST (una base de datos confiable y autorizada). Busque cada especie en su ecuación para obtener los valores de entalpía estándar de formación, ΔfH°, y de entropía molar estándar, S°. Por lo general, se enumeran en kJmol⁻ⁱ y Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ, respectivamente.

Paso 3:calcular la entalpía estándar de reacción

Sume los valores de ΔfH° de todos los productos, luego sume los de todos los reactivos. Reste el total de reactivos del total de productos para obtener el cambio de entalpía estándar, ΔH°:

ΔH° =ΣΔfH°(productos) – ΣΔfH°(reactivos)

Ejemplo de combustión de metano:

• ΔfH°(CH₄) =–74,5 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(CO₂) =–393,5 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(H₂O, l) =–285,8 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(O₂, g) =0 (por definición)

Productos:–393,5 + 2(–285,8) =–965,1 kJmol⁻ⁱ
Reactivos:–74,5 kJmol⁻ⁱ
ΔH° =–965,1 – (–74,5) =–890,6 kJmol⁻ⁱ

Paso 4:Calcular el cambio de entropía estándar

Sume los valores de S° de los productos y reactivos por separado, luego reste los reactivos de los productos para encontrar ΔS°:

ΔS° =ΣS°(productos) – ΣS°(reactivos)

Valores de ejemplo:

• S°(CH₄) =186,25 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(CO₂) =213,79 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(H₂O, l) =69,95 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(O₂, g) =205,15 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ

Reactivos:186,25 + 2(205,15) =596,55 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
Productos:2(69,95) + 213,79 =353,69 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
ΔS° =353,69 – 596,55 =–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ

Paso 5:convertir el cambio de entropía a kJmol⁻ⁱ

Multiplique ΔS° por la temperatura absoluta (298,15 K para temperatura ambiente) y divida por 1000 para alinear las unidades con ΔH°:

(–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ) × 298,15K ÷ 1000 =–72,41 kJmol⁻ⁱ

Paso 6:Calcular la energía libre de Gibbs estándar

Reste el término de entropía escalado por temperatura del término de entalpía:

ΔG° =ΔH° – TΔS° =(–890,6 kJmol⁻ⁱ) – (–72,41 kJmol⁻ⁱ) =–818,2 kJmol⁻ⁱ

Un ΔG° negativo confirma que la reacción de combustión de metano es termodinámicamente espontánea a 298,15 K.

Lo que necesitarás

• Lápiz y papel (o una hoja de cálculo digital)
• Calculadora científica o software computacional
• Acceso a tablas termodinámicas confiables (p. ej., NIST Chemical WebBook)

Referencias

• Atkins, P., et al. Principios químicos:la búsqueda de conocimiento . 2008.
• Vollhardt, P., et al. Química Orgánica, Estructura y Función . 2011.