Ejercicio resuelto de Energía libre de Gibbs · Química · 2026

Justifique la espontaneidad de cada uno de los siguientes procesos en función de la temperatura:

a) ${\text{CaCO}}_3(s)\to \text{CaO}(s)+{\text{CO}}_2(g)$, con $\mathrm{\Delta }H>0$. [0,5 puntos]

b) $2{\text{NO}}_2(g)\to 2\text{NO}(g)+{\text{O}}_2(g)$, con $\mathrm{\Delta }H<0$. [0,5 puntos]

c) $\text{Fe}(s)+2\text{HCl}(aq)\to {\text{FeCl}}_2(aq)+{\text{H}}_2(g)$, con $\mathrm{\Delta }H<0$. [0,5 puntos]

d) ${\text{H}}_2(g)+\text{CO}(g)\to \text{HCHO}(g)$, con $\mathrm{\Delta }H>0$. [0,5 puntos]

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{CaCO₃(s)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{CaO(s)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{CO₂(g),}}\mathbf{\text{con}}\mathbf{\text{ΔH}}\mathbf{\text{>}}\mathbf{\text{0.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Un proceso es espontáneo cuando su energía libre de Gibbs disminuye, y esa magnitud reúne el efecto energético y el efecto del desorden:

$\mathrm{\Delta }G=\mathrm{\Delta }H-T\mathrm{\Delta }S$

En esta descomposición se parte de un sólido y se obtiene otro sólido más un gas. Aparecer una fase gaseosa donde no la había supone un aumento grande del desorden.

$\mathrm{\Delta }H>0,\mathrm{\Delta }S>0$

Los dos términos se oponen: el entálpico se resiste al proceso y el entrópico lo favorece, pero este último va multiplicado por la temperatura, de modo que acaba imponiéndose si la temperatura es lo bastante alta.

$T>{\displaystyle \frac{\mathrm{\Delta }H}{\mathrm{\Delta }S}}\Rightarrow \mathrm{\Delta }G<0$

El proceso es espontáneo solo a temperaturas altas, que es justamente lo que ocurre en la calcinación industrial de la caliza.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{NO₂(g)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{NO(g)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{O₂(g),}}\mathbf{\text{con}}\mathbf{\text{ΔH}}\mathbf{\text{<}}\mathbf{\text{0.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Contamos las moles de gas a cada lado para conocer el signo de la variación de entropía.

$\mathrm{\Delta }{n}_{\text{gas}}=3-2=+1\Rightarrow \mathrm{\Delta }S>0$

$\mathrm{\Delta }H<0,\mathrm{\Delta }S>0\Rightarrow -T\mathrm{\Delta }S<0$

Los dos sumandos de $\mathrm{\Delta }G$ son negativos, así que su suma lo es sea cual sea la temperatura.

El proceso es espontáneo a cualquier temperatura.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Fe(s)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{HCl(aq)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{FeCl₂(aq)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{H₂(g),}}\mathbf{\text{con}}\mathbf{\text{ΔH}}\mathbf{\text{<}}\mathbf{\text{0.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Aquí se parte de un sólido y de una disolución y se obtiene, entre otros productos, un gas. La aparición de hidrógeno gaseoso aumenta claramente el desorden del sistema.

$\mathrm{\Delta }H<0,\mathrm{\Delta }S>0$

$\mathrm{\Delta }G=\mathrm{\Delta }H-T\mathrm{\Delta }S<0\mathrm{\forall }T$

El proceso es espontáneo a cualquier temperatura, como se comprueba al echar un clavo de hierro en ácido clorhídrico y ver el desprendimiento inmediato de burbujas.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{H₂(g)}}\mathbf{\text{+}}\mathbf{\text{CO(g)}}\mathbf{\text{→}}\mathbf{\text{HCHO(g),}}\mathbf{\text{con}}\mathbf{\text{ΔH}}\mathbf{\text{>}}\mathbf{\text{0.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

De nuevo contamos moles de gas.

$\mathrm{\Delta }{n}_{\text{gas}}=1-2=-1\Rightarrow \mathrm{\Delta }S<0$

$\mathrm{\Delta }H>0,-T\mathrm{\Delta }S>0$

Los dos sumandos son positivos, de modo que $\mathrm{\Delta }G>0$ para cualquier temperatura.

El proceso no es espontáneo a ninguna temperatura; sí lo sería el inverso, la descomposición del metanal en monóxido de carbono e hidrógeno.