¿La reacción está favorecida termodinámicamente o no?

Question

$ \ce {CO(g) + 2H2(g) +O2(g) <=> 2CH3OH(g)}$ ,

$ \Delta H=-128\ \mathrm {kJ/mol}$
$ \Delta S=-409.2\ \mathrm {J/(mol \cdot K)}$

Determinar si la reacción se favorece termodinámicamente.

Sólo quería que alguien viera si mi lógica es correcta. Como hay 4 topos en el lado de los reactivos y 2 en el lado de los productos, la reacción no se vería favorecida termodinámicamente porque la reacción disminuye la cantidad de entidades, lo que disminuye la entropía.

Answer 1

Su razonamiento es correcto, pero hay algo más.

Míralo desde el punto de vista de la energía libre de Gibbs,

$\Delta G = \Delta H - T \Delta S$

Para una reacción dada si:

$\Delta G >0$ la reacción no es espontánea en la dirección de avance, no es termodinámicamente favorable

$\Delta G < 0 $ La reacción es espontánea en la dirección de avance, termodinámicamente favorable

Si sustituimos los valores de $\Delta H$ y $\Delta S$ :

$\Delta G=(-128\ \mathrm{kJ/mol}) - T\left(-0.409\ \mathrm{kJ/(mol \cdot K)}\right)$

Matemáticamente, $\Delta G$ se convertirá en positivo sólo cuando $T$ es superior a 313K. Por ello, la reacción es termodinámicamente favorable a cualquier temperatura inferior a 313K (ya que $\Delta G$ será negativo), pero no es termodinámicamente favorable a ninguna temperatura superior a 313K (ya que $\Delta G$ será positivo).