Ejemplos de procesos que son espontáneos solo por encima o por debajo de una temperatura concreta
La fase de transición del agua de estado sólido (hielo) a estado líquido
H2O (s) → H2O (l)
La entalpía de esta reacción es positiva, puesto que la fusión del hielo requiere calor. La entropía de esta reacción es positiva, puesto que las moléculas de agua en estado líquido tienen un mayor grado de libertad que las moléculas de agua que están atrapadas en la estructura cristalina del hielo sólido.
Dado que la energía libre de Gibbs se calcula mediante la ecuación ΔG = ΔH - TΔS, cuando la temperatura es cero, ΔG > 0, porque si T=0, entonces ΔG = ΔH. Tiene sentido: el hielo no se derrite de forma espontánea a muy bajas temperaturas.
Conforme aumenta la temperatura, ΔH y TΔS se aproximan mucho en magnitud hasta que, a una cierta temperatura, ΔH = TΔS. En este punto, ΔG = 0 y la reacción está en equilibrio. Esta temperatura, por supuesto, es 0 °C (273,16 K), a la que el hielo y el agua líquida están en equilibrio.
Una vez que la temperatura aumenta más allá de la temperatura de equilibrio, ΔH < TΔS y por tanto, ΔG < 0. También tiene sentido: el hielo se derrite espontáneamente a temperaturas superiores a 0 °C.
La oxidación del hierro
La oxidación del hierro es la reacción del hierro con el oxígeno para formar óxido férrico:
4 Fe + 3 O2 --> 2 Fe2O3
La entalpía de esta reacción es negativa, ya que libera calor. La entropía de la reacción es negativa porque el número de moléculas disminuye (de un total de siete, a la izquierda de la flecha, pasamos a las dos de la derecha).
Dado que la energía libre de Gibbs se calcula mediante la ecuación ΔG = ΔH - TΔS, a bajas temperaturas ΔG > 0 porque el término ΔH < TΔS. Conforme aumenta la temperatura, ΔH y TΔS se aproximan entre sí en magnitud hasta que, a una cierta temperatura, ΔH = TΔS. En este punto, ΔG = 0 y la reacción está en equilibrio.
Una vez que la temperatura aumenta más allá de la temperatura de equilibrio, ΔH > TΔS y por tanto, ΔG > 0. A una temperatura lo suficientemente alta, la reacción deja de ser espontánea.