Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
Parece lógico que las reacciones exotérmicas tengan más tendencia a ser espontáneas que las endotérmicas porque estas últimas necesitan calor. Pero esto no significa que no pueda ocurrir espontáneamente ninguna reacción endotérmica, ya que hay que tener en cuenta otras variables termodinámicas, concretamente la entropía y la temperatura.
Un ejemplo de reacción muy endotérmica que es espontánea es la del hidróxido de bario con sales de amonio, reacción que tiene el interés adicional de que se puede producir en estado sólido, y así lo haremos en este experimento. Sale mejor con tiocianato de amonio, pero como no es fácil disponer de él, puede hacerse con cloruro de amonio.
El experimento
En recipientes separados se pesan unos 32 g de hidróxido de bario octahidratado y unos 15 g de tiocianato de amonio, o bien unos 11 g de cloruro de amonio. Se agrega la sal de amonio sobre el hidróxido de bario. Con una varilla se mezclan ambos sólidos e inmediatamente se inserta en ella la sonda de un termopar. La temperatura puede descender hasta aproximadamente –20 ° C. Los sólidos se acaban disolviendo en el agua de cristalización del hidróxido de bario.
El experimento se debe hacer en campana de gases porque desprenderá amoniaco; esto se podrá comprobar acercando un papel indicador humedecido a la parte superior del recipiente de reacción; el papel se volverá del color correspondiente a las bases.
Explicación
La reacción que se produce entre el hidróxido de bario y el cloruro de amonio es esta:
Ba(OH)2·8H2O + 2 NH4Cl ⟶ BaCl2·2H2O + 2 NH3 + 8 H2O
Como se ve, reaccionan dos sólidos y se produce un líquido (H2O, procedente del hidróxido de bario hidratado) y un gas (amoniaco, aunque parte de él se solubilizará en el agua). Es decir, se deben romper uniones cristalinas, y por eso el proceso es endotérmico (la entalpía de reacción es: ΔrH = +62 kJ mol–1). Pero el hecho de que partamos de sólidos y lleguemos a líquidos y gases supone un aumento del “desorden”, ya que en los gases las moléculas están más desordenadas que en los líquidos y en estos más que en los sólidos. Eso justifica que la entropía aumente considerablemente (ΔrS = +368 JK–1 mol–1).
Los valores dados de ΔrH y ΔrS se pueden calcular a partir de la tabla que aparece a continuación (son datos a 25 oC) teniendo en cuenta estas dos conocidas expresiones termodinámicas:
| ΔfH (kJ mol–1) | ΔfS(J K–1 mol–1) | ΔfGf (kJ mol–1) | |
| Ba(OH)2·8H2O | –3342 | 427 | –2793 |
| NH4Cl | –314 | 95 | –203 |
| BaCl2·2H2O | –1460 | 203 | –1297 |
| NH3 | –80 | 111 | –27 |
| H2O | –286 | 70 | –237 |
Una expresión análoga a las anteriores permite calcular ΔG también a partir de la tabla:
Sustituyendo datos se llega a ΔG = –48 kJ mol–1. El valor negativo de ΔG demuestra que la reacción es espontánea.
A este valor de ΔG también se puede llegar mediante esta otra expresión termodinámica de uso frecuente:
Sustituyendo datos (teniendo en cuenta que la temperatura absoluta equivalente a 25 oC es 298,15 K):
ΔG = 62 kJ mol–1 – (298,15 K) · (0,368 kJ K–1 mol–1) ≈ –48 kJ mol–1
La razón de que baje tanto la temperatura en esta reacción es que las moléculas necesitan energía para iniciar la reacción, y esa energía la toman del propio sistema reactivo, que antes de comenzar la reacción se encuentra a temperatura ambiente.
Seguridad
Debe usarse las protecciones habituales (gafas, guantes…). Conviene hacer el experimento en campana de gases o en lugar bien ventilado porque se desprende amoniaco.
Referencias
- D. Fleming. Chilling effects. Education in Chemistry, 2016. https://eic.rsc.org/exhibition-chemistry/chilling-effects/2000044.article.
- B. Z. Shakhashiri. Chemical demonstrations. A handbook for teachers of chemistry, vol. 1. Universidad de Wisconsin, 1983.
Imagen de cabecera: Royal Society of Chemistry en YouTube.
Este experimento pertenece al libro:
Denís Paredes Roibás, José M.ª Gavira Vallejo: 125 experimentos de química insólita para la Enseñanza de Física y Química. Triplenlace.com, 2025. https://triplenlace.com/aula-libros/125eqi/ .
