Proceso endotérmico

El que una reacción pueda ocurrir de manera espontánea depende no solo del cambio de entalpía sino también del cambio de entropía (∆S) y la temperatura absoluta T. Si una reacción es un proceso espontáneo a cierta temperatura, los productos tienen una energía libre de Gibbs G = H - TS menor que los reactivos (una reacción exergónica),[1] incluso si la entalpía de los productos es mayor. Por lo tanto, un proceso endotérmico generalmente requiere un aumento de entropía favorable (∆S > 0) en el sistema que supere el aumento desfavorable de entalpía de modo que todavía ∆G <0. Si bien las transiciones de fase endotérmica a estados más desordenados de entropía más alta, por ejemplo, fusión y vaporización, son comunes, las reacciones químicas espontáneas a temperaturas moderadas rara vez son endotérmicas. El aumento de entalpía ∆H >> 0 en una hipotética reacción fuertemente endotérmica generalmente resulta en ∆G = ∆H - T ∆S > 0, lo que significa que la reacción no ocurrirá (a menos que sea impulsada por energía eléctrica o fotónica). Un ejemplo de reacción endotérmica y exergónica es

C₆H₁₂O₆ + 6 H₂O → 12 H₂ + 6 CO₂, ∆_rH° = +627 kJ/mol, ∆_rG° = -31 kJ/mol

• Fotosíntesis
• Fusión
• Evaporación
• Sublimación
• Craqueo de alcanos
• Descomposición térmica (oxidación)
• Hidrólisis
• Nucleosíntesis de elementos más pesados que el níquel en núcleos estelares
• Los neutrones de alta energía pueden producir tritio a partir del litio-7 en una reacción endotérmica, consumiendo 2,466 MeV. Esto se descubrió cuando la prueba nuclear Castle Bravo de 1954 produjo un rendimiento inesperadamente alto.[3]
• Fusión nuclear de elementos más pesados que el hierro en supernovas[4]
• Disolver juntos hidróxido de bario y cloruro de amonio
• Disolver el ácido cítrico y el bicarbonato de sodio[5]