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TERMOQUÍMICA 
Transformaciones energéticas 
en las reacciones químicas. 
Espontaneidad de las reacciones 
químicas 
Contenidos 
1.- Sistemas, estados y funciones de estado. 
2.- Primer principio de la Termodinámica. 
3.- Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante. 
4.- Entalpía estándar de reacción. 
5.- Entalpía estándar de formación. 
6.- Cálculo de las entalpías de reacción. 
7.- Ley de Hess. 
8.- Energía o entalpía de enlace de enlace . 
9.- Espontaneidad de las reacciones químicas. 
10.-Entropía. 
11.- Energía libre de Gibbs. 
12.-Espontaneidad de las reacciones químicas. Influencia de la temperatura 
Anexo (Tabla con propiedades termodinámicas) 
 
Programación didáctica: 
contenidos y criterios de evaluación 
Contenidos 
 Energía y reacción química. Procesos endo y exotérmicos. 
Concepto de entalpía: entalpía de reacción y entalpía de 
formación. Ley de Hess, aplicación al cálculo de entalpías de 
reacción. Determinación experimental de un calor de reacción. 
Entalpía de enlace e interpretación de la entalpía de reacción. 
 Condiciones que determinan el sentido de evolución de un 
proceso químico. Segundo principio de la termodinámica. 
Conceptos de entropía y de energía libre. 
 Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas. 
Repercusiones sociales y medioambientales: contaminación 
producida por los combustibles. 
 Valor energético de los alimentos: implicaciones para la salud. 
 
Criterios de evaluación 
 2. Explicar el significado de la entalpía de un sistema y determinar la 
variación de entalpía de una reacción química, valorar sus implicaciones y 
predecir, de forma cualitativa, la posibilidad de que un proceso químico 
tenga o no lugar en determinadas condiciones 
 Este criterio pretende averiguar si los estudiantes comprenden el 
significado de la función de entalpía de una reacción así como de la 
variación de entalpía de una reacción (interpretando y utilizando la 
estequiométrica de la reacción y el convenio de signos asociado al 
calor y a las variaciones de entalpía). 
 Si son capaces de construir e interpretar diagramas entálpicos y 
deducir a partir de ellos si una reacción es endotérmica o 
exotérmica, asociar los intercambios energéticos a la ruptura y 
formación de enlaces en reacciones sencillas como la combustión de 
hidrocarburos de baja masa molecular y de formación de moléculas 
sencillas como el H2O, HCl, NH3 en fase gaseosa, interpretando 
cualitativamente el resultado. 
 Deben también aplicar la ley de Hess (para la determinación teórica de 
entalpías de reacción), utilizar las entalpías de formación, hacer 
balances de materia y energía y determinar experimentalmente calores 
de reacción (en una experiencia encaminada a determinar de forma 
cuantitativa el calor que se absorbe o desprende en una reacción de 
neutralización en medio acuoso -NaOH+HCl- que evoluciona a 
presión constante, interpretando los resultados obtenidos). 
 También deben predecir la espontaneidad de una reacción a partir de los 
conceptos de entropía y energía libre: Utilizar el concepto de entropía 
y asociarla al grado de desorden para predecir de forma 
cualitativa el signo de la variación de entropía en una reacción 
química dada en función de la variación en el número de moles de 
sustancias gaseosas. Utilizar una ecuación termoquímica dada para 
determinar el signo de la variación de energía libre, y a partir de 
ella valorar la tendencia a la espontaneidad de dicha reacción y 
predecir de forma cualitativa la influencia de la temperatura en la 
espontaneidad de la reacción química. 
 
 Asimismo se comprobará si reconocen y valoran las implicaciones que los 
aspectos energéticos de un proceso químico tienen en la salud, en la 
economía y en el medio ambiente. 
 En particular, han de conocer las consecuencias del uso de combustibles 
fósiles en la obtención de energía e identificar el CO2 procedente de 
dichas combustiones como causa del efecto invernadero y cambio 
climático que está teniendo lugar, así como los efectos contaminantes de 
otras especies químicas producidas en las combustiones (óxidos de azufre 
y de nitrógeno, partículas sólidas de compuestos no volátiles, etc.). 
 
 
Química: Ciencia que estudia 
la materia y sus transformaciones 
Termoquímica: 
Estudia los cambios energéticos asociados a 
las reacciones químicas 
Sistemas 
 Parte pequeña del universo que se aísla para 
ser sometida a estudio. 
 El resto se denomina ENTORNO. 
Abierto Cerrado Aislado 
Tipos de sistemas 
Puede 
intercambiar 
Materia 
Energía 
Materia Materia 
Energía 
Definición de Termoquímica. 
 Es la parte de la Química que se encarga del 
estudio del intercambio energético de un 
sistema químico con el exterior. 
 Hay sistemas químicos que evolucionan de 
reactivos a productos desprendiendo energía. 
Son las reacciones exotérmicas o 
exoenergéticas. 
 Otros sistemas químicos evolucionan de 
reactivos a productos absorbiendo energía. Son 
las reacciones endotérmicas o 
endoenergéticas. 
 
Variables de estado 
• Los sistemas se presentan de diferentes formas o 
ESTADOS caracterizados por VARIABLES 
termodinámicas (ej: T, P, V, m, composición química, 
...) 
 
• Estas magnitudes pueden variar a lo largo de un 
proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción 
química) . 
 Ejemplos: 
 Presión. 
 Temperatura. 
 Volumen. 
 Concentración. 
( 
Intensivas Extensivas 
Tipos de variables 
• No dependen de la cantidad 
 de materia del sistema 
Ej: T, P 
No son aditivas 
• Dependen de la cantidad 
 de materia del sistema 
Ej: m, V 
 Son aditivas 
Funciones de estado 
 Son funciones de estado aquellas variables que tienen un valor 
único para cada estado del sistema. 
 Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas 
funciones sólo dependen de los estados inicial y final del sistema, 
no de cómo se produjo el cambio. 
ΔX = Xfinal –Xinicial 
 La variación de una función de estado a lo largo de un proceso 
sólo depende del estado inicial y final y no del camino seguido en 
la transformación. 
La variación de altura 
no depende de cómo se 
produjo el cambio 
Funciones de estado 
 SON FUNCIONES DE ESTADO: 
Presión (P) 
Temperatura (T) 
Energía interna (U) 
Entalpía (H) 
Entropía (S) 
Energía libre (G) 
 NO son funciones de estado: 
 calor (Q) 
 trabajo (W) 
Qv 
Qp 
Calores de reacción 
 Para la reacción endotérmica: 
2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g) 
Qv= 87,3 kJ 
Qp= 92,2 KJ 
Qv 
Qp 
En esta reacción, y en muchas otras, el 
calor de reacción (absorbido) es 
distinto cuando la reacción se realiza a 
volumen constante o a presión 
constante. 
EL CALOR DE REACCIÓN NO ES 
FUNCIÓN DE ESTADO 
1er principio de la Termodinámica 
 Definimos ENERGÍA INTERNA (U) de un sistema 
como la suma de las energías cinética y potencial 
de todas sus partículas, es decir es la energía 
total del sistema. 
 Es imposible medir su valor en un estado pero sí 
podemos determinar su variación entre dos estados. 
 U es función de estado. 
1er principio de la Termodinámica 
 Si un sistema está aislado del exterior no intercambia 
energía con el exterior y por tanto  U = 0 
 Si un sistema intercambia energía con el exterior, su 
variación de energía interna será igual y de signo contrario 
a la variación de energía que sufren los alrededores. 
 La transferencia de energía entre un sistema y los 
alrededores puede realizarse de dos formas: 
 mediante el intercambio de calor (Q) cuando el intercambio de 
energía se debe a una diferencia de temperaturas 
 mediante la realización de trabajo (W) cuando el intercambio de 
energía se debe a la interacción de una fuerza a lo largo de un 
desplazamiento. 
 U = Q + W 
Criterio de signos 
SISTEMA 
Q > 0 
W > 0 W < 0 
Q < 0 
ΔU = Q + W 
1er Principio de la Termodinámica 
El trabajo y el calor no son funciones de estado. 
•No son propiedadescaracterísticas del sistema. 
•Ni calor ni trabajo son algo que posean los sistema. 
•Son formas de intercambio de energía, “energías en tránsito” 
Sistema 
estado inicial 
P1,T1, V1, U1 
Sistema 
estado final 
P2,T2, V2, U2 
Cambio químico 
+/- Q 
+/- W 
reactivos 
transformación 
productos 
Una transformación puede ser 
 Isoterma (T = cte) 
 Isóbara (P = cte) 
 Isócora (V = cte) 
Trabajo de expansión/compresión de los gases 
Pint Pext 
ΔV W = - F . Δx = - P. ΔV 
En las expansiones, el trabajo es – y el sistema pierde energía 
En las compresiones, el trabajo es + y el sistema gana energía 
En las reacciones químicas es frecuente que el trabajo sea trabajo mecánico 
debido a la compresión o expansión de sustancias gaseosas. 
Calor a volumen constante (Qv) 
 Es el intercambio de energía en un recipiente 
cerrado que no cambia de volumen. 
 Si V= constante, es decir, V = 0  W = 0  
 aplicando el 1er principio de la termodinámica 
 
Qv = U 
Calor a presión constante (Qp) 
H = U + PV Entalpía 
(H) 
• Función de estado 
• Propiedad extensiva 
• Unidades de energía 
 La mayoría de los procesos químicos ocurren a 
presión constante, normalmente a la presión 
atmosférica. 
 Se define la entalpía como 
 
Calor a presión constante (Qp) 
 Si p = cte  W = – p ·  V 
 Aplicamos el primer principio ΔU = Q + W 
  U = Qp – p ·  V 
 U2 – U1 = Qp – p · (V2 – V1) 
 Qp + U1 + p · V1 = U2 + p · V2 
 
 H1 H2 (entalpía) 
 
 Qp = H2 – H1 =  H 
 
Calor a presión constante (Qp) 
 H1= U1 + p · V1; 
H2= U2 + p · V2 
 Qp + H 1 = H 2 
 
  Qp = H2 – H1 =  H 
 
 H es una función de estado. 
Reactivos 
E
n
ta
lp
ia
 (
H
) 
Productos 
H > 0 
Reac. endotérmica 
E
n
ta
lp
ia
 (
H
) 
Reactivos 
Productos 
H < 0 
Reac. exotérmica 
Relación Qv con Qp (gases). 
 H =  U + p ·  V 
 Aplicando la ecuación de los gases: 
 p · V = n · R · T 
 y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá para 
los estados inicial y final: 
 p ·  V =  n · R · T 
 H =  U +  n · R · T 
Qp = Qv +  n · R · T 
Relación Qv con Qp (sólidos y líquidos) 
 En reacciones de sólidos y líquidos apenas se 
produce variación de volumen y ... 
Qv  Qp 
 es decir: 
U  H 
 
Sistema está aislado 
(recipiente adiabático) 
 
• Exotérmicas (Q < 0) 
 
• Endotérmicas (Q > 0) 
 T > 0 
 T < 0 
Qv = U = Uprod - Ureac 
Qp = H = Hprod - Hreac 
H = U + (PV) = U + PV 
H  U 
No ¿Intervienen 
gases? 
Sí 
H = U + (nRT) 
H = U + RTngas Si T=cte 
PV=(nRT)= RTngas 
Si la temperatura y la presión son 
constantes el volumen del gas 
sólo cambia si cambia el nº de 
moles gaseosos 
La temperatura 
aumenta 
La temperatura 
disminuye 
Qv  Qp 
Qp = Qv +  n · R · T 
 Supongamos la reacción endotérmica: 
2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g) 
Qv= 87,3 kJ 
Qp= 92,2 KJ 
Qp =  H 
Qv = U 
 H =  U +  n · R · T 
Qp = Qv +  n · R · T 
 Como la mayoría de las reacciones químicas, 
tanto en el laboratorio como en la industria, se 
llevan a cabo en recipientes abiertos, a presión 
constante, es más frecuente emplear el calor 
de reacción a presión constante, es decir la 
entalpía de reacción que se representa por  H 
Entalpía estándar de la reacción 
 Es el incremento entálpico de una reacción en 
la cual, tanto reactivos como productos están 
en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 
25 ºC; conc. = 1 M). 
 Se expresa como H0 y como se mide en J o 
kJ depende de cómo se ajuste la reacción. 
 Así, H0 de la reacción “2 H2 + O2  2 H2O” es 
el doble del de “H2 + ½ O2  H2O”. 
 
H0 = H0productos – H
0
reactivos 
Ecuaciones termoquímicas 
 Expresan tanto los reactivos como los productos 
indicando entre paréntesis su estado físico, y a 
continuación la variación energética expresada 
como H (habitualmente como H0). 
 Ejemplos: 
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJ 
 
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g); H0 = –241’4 kJ 
 
Ecuaciones termoquímicas 
 ¡CUIDADO!: H depende del número de moles 
que se forman o producen. Por tanto, si se 
ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá 
que multiplicar H0 por 2: 
 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ; H
0 = 2· (–241’4 kJ) 
 Con frecuencia, suelen usarse coeficientes 
fraccionarios para ajustar las ecuaciones: 
 H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ; H
0
 = –241’4 kJ 
 
Debes recordar: 
• algunos tipos de reacciones químicas: 
 combustión, hidrogenación, síntesis, 
formación, neutralización, disociación. 
• el nombre de los cambios de estado: 
 fusión, vaporización (evaporación y ebullición), 
sublimación, etc.. 
Determinación de entalpías de reacción 
• Entalpía de reacción es la variación de entalpía que 
tiene lugar durante una reacción química. 
• Aprenderemos a determinarla por 4 métodos diferentes: 
• Determinación EXPERIMENTAL 
 Mediante CÁLCULO que podemos hacer: 
 Hreacción aplicando la ley de Hess 
(a partir de las variaciones de entalpía de otras reacciones) 
 A partir de las denominadas entalpías de formación de las sustancias (caso particular del 
anterior) 
Hreacción= ∑Hfº (productos) - ∑Hfº (reactivos) 
 A partir de las energías de enlace 
Hreacción= ∑E enlaces rotos- ∑E enlaces formados 
 
 
Medida experimental de la entalpía de reacción 
Calor de reacción en un calorímetro 
 El sistema lo constituye la reacción química. 
 El entorno estará constituido por la solución acuosa ( que contiene a 
los reactivos) y el calorímetro mismo. 
 Si la reacción es exotérmica: 
 el calor liberado por la reacción será absorbido por el entorno. 
 la temperatura final será mayor que la temperatura inicial. 
 Si la reacción es endotérmica: 
 el calor absorbido por la reacción, será cedido por el entorno. 
 la temperatura final será menor que la temperatura inicial. 
 Cuando determinamos el calor de reacción en un calorímetro a 
presión constante, medimos directamente la variación de la 
entalpía 
 
Determinación experimental del calor de reacción 
 Simulaciones de Química 
 Universidad de Iowa flash chemistry 
 
 http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbo
we/sections/projectfolder/simDownload/inde
x4.html#electrochem 
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html
Entalpía estándar de formación o calor de formación 
 La entalpía estandar molar de formación de un 
compuesto, Hfº es igual al cambio de entalpía de la 
reacción en la que se forma 1 mol de ese compuesto a 
la presión de 1 atmósfera a partir de los elementos 
que lo componen en sus estados estables en esas 
condiciones 
 Se expresa como Hf0. Se trata de un “calor molar”, 
Por tanto, se mide en kJ/mol. 
C(s) + O2(g)  CO2(g) Hf 
0 = – 393’13 kJ/mol 
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hf0 = – 285’8 kJ/mol 
C(s) + ½ O2(g) + 2 H2(g) → CH3OH (l) 
 
MUY IMPORTANTE 
Ley de Hess 
 H en una reacción química es constante 
con independencia de que la reacción se 
produzca en una o más etapas. 
 Recuerda que H es función de estado. 
 Por tanto, si una ecuación química se puede 
expresar como combinación lineal de otras, 
podremos igualmente calcular H de la 
reacción global combinando los H de cada una 
de las reacciones. 
Esquema de la ley de Hess 
H1
0 = – 241’8 kJ 
H2
0 = – 285’8 kJ 
H3
0 = 44 kJ 
H 
H2(g) + ½ O2(g) 
H2O(g) 
H2O(l) 
 La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en 
una reacción ΔHr, si se puede escribir esta reacción como un 
paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se 
conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros 
pasos.2 En esteprocedimiento, la suma de ecuaciones químicas 
parciales lleva a la ecuación de la reacción global. Si la energía se 
incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la 
energía para la ecuación global. Este procedimiento se apoya en 
que ya han sido tabuladas los calores de reacción para un gran 
número de reacciones, incluyendo la formación a partir de sus 
elementos constituyentes de buena parte de las sustancias 
químicas conocidas.1 Un caso relevante de este tipo de aplicación 
es el llamado ciclo de Born-Haber. 
http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa
http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Hess
http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_qu%C3%ADmica
http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Hess
http://es.wikipedia.org/wiki/Ciclo_de_Born-Haber
http://es.wikipedia.org/wiki/Ciclo_de_Born-Haber
http://es.wikipedia.org/wiki/Ciclo_de_Born-Haber
Cálculo de  H0 (calor de reacción) 
 Aplicando la ley de Hess podemos concluir que : 
 
 H0 =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos) 
 
 Recuerda que Hf0 de todos los elementos en estado 
original es 0. 
 Ej: entalpía de formación del oxígeno 
 O2 (g)  O2 (g) como H es función de estado Hf0 
 
Energía de enlace. 
 “Es la energía necesaria para romper un 
enlace de un mol de sustancia en estado 
gaseoso” 
 En el caso de moléculas diatómicas es igual que 
la energía de disociación: 
 A—B(g)  A(g) + B(g) Hdis = Eenlace= Ee 
 Ejemplo: H2(g)  2 H(g) H = 436 kJ 
 Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) 
 Es difícil de medir. 
 Se suele calcular aplicando la ley de Hess. 
 
Cálculo de H0 a partir de las 
Energía de enlace (disociación). 
 Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se 
obtiene la siguiente fórmula: 
 
H0 =  ni · Ee(enl. rotos) –  nj · Ee(enl. formados) 
 
donde ni representa el número de enlaces rotos y nj 
formados de cada tipo. 
CH4 +2O2  CO2 + 2 H2O 
http://enciclopedia.us.es/index.php/Archivo:Combusti%C3%B3n_del_metano.png
Espontaneidad de las 
reacciones 
Espontaneidad 
en las reacciones químicas 
 No siempre las reacciones exotérmicas son 
espontáneas. 
 Hay procesos endotérmicos espontáneos: 
 Evaporación de líquidos. 
 Disolución de sales... 
 Ejemplo de reacción endotérmica espontánea: 
 NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl– (aq)  H0 = 14’7 kJ 
 Evaporación del agua: 
 H2O(l)  H2O(g) H0 = 44’0 kJ 
 
Entropía (S) 
 Es una medida del desorden del sistema que sí puede 
medirse y tabularse. 
 S = Sfinal – Sinicial 
 Existen tablas de S0 (entropía molar estándar) de 
diferentes sustancias. 
 En una reacción química: 
 S0 =  np· S0productos –  nr· S0reactivos 
 La entropía es una función de estado. 
 La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden de un 
sistema físico o químico 
Es una función de estado 
Su variación en cualquier transformación 
sólo depende de los estados inicial y final 
La entropía de un gas es 
mucho mayor que la de un 
líquido o sólido 
Ssólido Slíquido Sgas 
So representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm 
Para una reacción química Sr = Sproductos - Sreactivos 
La 
entropía 
aumenta 
Calcula S0 para las siguientes reacciones químicas: 
a) N2(g) + O2(g)  2 NO(g); 
b) 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g). 
 
Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 
191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3 
 S0 =  np· S0productos –  nr· S0reactivos 
a) S0 = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 – 
 (191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) = 24,9 J·K–1 
b) S0 = 2·192,3 J·K–1 – 
 (3 mol ·130,6 J· mol–1·K–1 + 191,5 J·K–1 ) = –198,7 J·K–1 
2º Principio de la Termodinámica 
 “En cualquier proceso espontáneo la entropía 
total del universo tiende a aumentar siempre”. 
 
 Suniverso = Ssistema + Sentorno  0 
 
 A veces el sistema pierde entropía (se ordena) 
espontáneamente. En dichos casos el entorno 
se desordena. 
 Una reacción es espontánea si Stotal del universo> 0 
3er Principio de la Termodinámica 
 “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es 
igual a 0” (máximo orden). 
 Equivale a decir que no se puede bajar de dicha 
temperatura. 
 ¡CUIDADO! Las S de los elementos en 
condiciones estándar no son 0 sino que es 
positiva. 
 En procesos reversibles y a temperatura 
constante se puede calcular S de un sistema 
como: 
 Q 
 S = — T 
 y si el proceso químico se produce a presión 
constante: 
 
 Hsistema – Hsistema Ssistema = ——— ; Sentorno= ———— T T 
 
 S0 (entropía molar estándar) se mide en J·mol–1·K–1. 
 Sreacción se mide en J·K–1. 
Energía libre de Gibbs (G) 
(energía libre o entalpía libre) 
 En procesos a T constante se define como: 
 G = H – T · S G =  H – T · S 
 En condiciones estándar: G0 = H0 – T· S0 
Suniverso = Ssistema + Sentorno > 0 (p. espontáneos) 
Multiplicando por “–T” y como “–T Sentorno = Hsist 
–T · Suniverso = – T · Ssist + Hsist = G < 0 
 En procesos espontáneos: G < 0 
 Si G. > 0 la reacción no es espontánea 
 Si G. = 0 el sistema está en equilibrio 
La energía libre de Gibbs, G, permite evaluar la espontaneidad de un 
proceso sin tener en cuenta la variación de entropía del entorno 
Es una función de estado que sólo depende de los estados inicial y final del sistema 
Greacción =  Hreacción - T  Sreacción 
Cuando un sistema experimenta un cambio a temperatura y presión 
 constantes se puede determinar la espontaneidad del proceso evaluando 
 el cambio de G sin preocuparse del cambio de esa magnitud para el entorno 
 G = H - TS 
T = temperatura absoluta 
H= entalpía 
S = entropía 
Se define como: 
Incremento de energía libre de una 
reacción (G) 
 G es una función de estado. 
 Al igual que el incremento entálpico el 
incremento de energía libre de una reacción 
puede obtenerse a partir de Gf0 de reactivos 
y productos: 
 
G0 =  npGf0(productos)–  nrGf0(reactivos) 
 
Energía libre y 
Espontaneidad de las reacciones químicas 
Reactivos E
ne
rg
ía
 l
ib
re
 (
G
) 
Productos 
G > 0 
E
ne
rg
ía
 l
ib
re
 
(G
) 
Reactivos 
Productos 
G < 0 
 Reacción espontánea 
T, p = ctes. T, p = ctes. 
Reacción no espontánea 
Espontaneidad de las reacciones químicas 
 Una reacción es espontánea cuando G < 0 G = H – T x S 
 Según sean positivos o negativos los valores de H y S (T siempre es 
positiva) se cumplirá que: 
  H < 0 y  S > 0  G < 0 Espontánea 
  H > 0 y  S < 0  G > 0 No espontánea 
  H < 0 y  S < 0 
 G < 0 a T bajas  G > 0 a T altas 
  H > 0 y  S > 0 
 G < 0 a T altas  G > 0 a T bajas 
Espontaneidad de las 
reacciones químicas (cont). 
H > 0 
S > 0 
 
Espontánea a 
temperaturas altas 
H < 0 
S > 0 
 
Espontánea a todas las 
temperaturas 
H < 0 
S < 0 
 
Espontánea a 
temperaturas bajas 
H > 0 
S < 0 
 
No espontánea a ninguna 
temperatura 
H 
S 
http://mc2.cchem.berkeley.edu/Java/Gibbs/Gibbs.html 
 
http://mc2.cchem.berkeley.edu/Java/Gibbs/Gibbs.html
1) Reacciones exotérmicas (H<0) 
con aumento de desorden (S>0) 
 
 H <0 
-T S <0 
ΔG <0 
a cualquier temperatura 
 reacción siempre espontánea 
2) Reacciones endotérmicas (H > 0) 
 con aumento de desorden (S>0)  
  H >0 
-T S <0 
reacción espontánea 
a temperaturas altas 
3) Reacciones exotérmicas (H < 0) 
 con aumento de orden (S < 0)  
  H < 0 
-T S > 0 
Reacciones espontáneas a temperaturas bajas 
4) Reacciones endotérmicas (H > 0) 
 con aumento de orden (S < 0) 
 
 H > 0 
-T S > 0 
 G > 0 siempre Reacciones no espontáneas 
G = H – TS 
H S G ¿Espontáneo? 
 
 – + – Sí 
 
 – si H>TS (T bajas) Sí 
 – – 
 + si H<TS (T altas) No 
 
 + si H>TS (T bajas) No 
 + + 
 – si H<TS (T altas) Sí 
 
 + –+ No 
 ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 
2H2O2(l) 2H2O (l) + O2(g) en condiciones estándar? 
 
Datos: H0f (kJ/mol) H2O(l) = –285,8; H2O2(l) = –187,8 ; S
0
 
(J·mol 1 K·1) H2O(l) = 69,9; H2O2(l) = 109,6; O2(g) =205,0. 
 H0 =  npHf
0
(productos)–  nrHf
0
(reactivos) = 
= 2 Hf0(H2O) + Hf0(O2) – 2 Hf0(H2O2) = 
2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ 
 S0 =  np· S
0
productos –  nr· S
0
reactivos = 
 2 S0(H2O) + S0(O2) – 2 S0(H2O2) = 
2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K) 
 – 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / K 
G0 =  H0 – T ·  S0 = –196,0 kJ – 298 K · 0,126 kJ/ K = 
 G0 = – 233,5 kJ luego será espontánea