Question

H2O(l) es002-1.jpg H2O(g) es002-2.jpgH > 0; es002-3.jpgS > 0

3O2(g) es003-1.jpg 2O3(g) es003-2.jpgH > 0; es003-3.jpgS < 0

Answer 1

Usa ΔG = ΔH − TΔS.

1) H2O(l) → H2O(g), ΔH > 0 y ΔS > 0
- ΔG = ΔH − TΔS. Como ΔH>0 y ΔS>0, ΔG disminuye al aumentar T.
- La reacción es espontánea sólo si T > ΔH/ΔS. (A 1 atm eso ocurre por encima del punto de ebullición; a 100 °C ≈ 373 K ΔG = 0.)
- Conclusión: espontánea a temperaturas suficientemente altas, no espontánea a temperaturas bajas.

2) 3 O2(g) → 2 O3(g), ΔH > 0 y ΔS < 0
- ΔG = ΔH − TΔS = ΔH + T|ΔS| (porque ΔS es negativo), luego ΔG > 0 para todo T ≥ 0 (si ΔH y ΔS son aproximadamente constantes).
- Conclusión: no es termodinámicamente espontánea a ninguna temperatura; la formación de O3 requiere aporte energético (por ejemplo fotoquímica) o condiciones no estándar.

Nota: esto es termodinámica (espontaneidad), no cinética — una reacción no espontánea termodinámicamente puede ocurrir si se suministra energía externa o vía catálisis/fotones.