UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
E.N.P. No. 3 “JUSTO SIERRA”
GRUPO: 606
QUÍMICA IV
Profra. ABURTO NAVARRETE SOFIA
INTEGRANTES:
GÓMEZ LOBATÓN ATALA MONTIEL RAMOS IVÁN ALEJANDRO
GONZÁLEZ GARDUÑO MARIA FERNANDA ELISA PINEDA SOLIS SUSANA
MARÍN LÓPEZ JOSÉ MAXIMILIANO SEQUEIROS RICO LUIS MAURICIO
MONTEFORT GOVEA ERICK ZAMORA PONCE CLAUDIO EMILIANO

1.1.9. REACCIONES
EXERGÓNICAS Y
ENDERGÓNICAS

1.1.9.1 ANTECEDENTES.
Es muy habitual en termoquímica, y en química en general, clasificar las
reacciones químicas como endotérmicas o exotérmicas:

ENERGIA LIBRE DE GIBBS
Las reacciones pueden clasificarse también en función de su
variación de energía libre, G, parámetro fundamental para
determinar si una reacción química es o no espontánea.
Por definición, la energía libre de Gibbs es igual a la entalpía
menos T veces la entropía.
G = H – TS

REACCIÓN ESPONTÁNEA.

Podemos usar el signo de ΔG para averiguar si una
reacción es espontánea o si está en equilibrio
ΔG > 0, positivo: Reacción no espontánea
ΔG = 0, Sistema en equilibrio
ΔG < 0, negativo: Reacción espontánea

Cuando las concentraciones de los
reactivos y de los productos
permanecen inalterada por un largo
tiempo puede alcanzar el estado de
equilibrio.
Relación entre
concentraciones molares
de reactivos y productos, y
su valor depende de la
temperatura.
1.1.9.2 CONSTANTE DE EQUILIBRIO

1. Inicialmente la reacción directa
es muy rápida e irá
disminuyendo.
2. La reacción inversa es muy lenta
e irá aumentando.
3. En el equilibrio las dos
velocidades se hacen iguales y
permanecen constantes.

El hecho de que las
concentraciones son
constantes en el
equilibrio, no quiere
decir que la reacción se
ha detenido.
K es una constante para una reacción específica a una temperatura específica

Ejercicio
Reacción en equilibrio que sucede entre el dióxido de azufre y oxígeno para
producir trióxido de azufre.
2SO2​(g)+O2​(g)⇋2SO3​(g)
[SO2]=0.90M
[O2]=0.35M
[SO3]=1.1M

Cociente de reacción, Q
Para saber si la reacción está en equilibrio calculamos el cociente Q,pero esta
vez registramos las concentraciones en un recipiente diferente:
[SO2]=3.6M
[O2]=0.087M
[SO3]=2.2M
2SO2​(g)+O2​(g)⇋2SO3​(g)

1.1.9.3 Reacción Exergónica
Las reacciones exergónicas son
aquellas en las que la variación de
energía libre de Gibbs (∆G) es
negativa.
Por lo tanto, se trata de una reacción
espontánea.
∆G < 0
Libera energía en forma de trabajo.
Si el sistema está a presión y
temperatura constante, sería:
∆G = ∆H - T∆S
∆G, cambio en la energía libre de
Gibbs
∆H, cambio en la entalpía
T, temperatura
∆S, cambio en entropía

1.1.9.3 Reacción Exergónica
Ejemplos comunes:
- Respiración aerobia
- Envejecimiento celular

1.1.9.3 Reacción Exergónica
Se caracterizan porque las moléculas de los reactivos tienen
mayor energía que la de los productos.
Ejemplo:
- La combustión del azufre
S(s) + O2(g) = SO2(g) + calor
En la cual el azufre (S) reacciona con el oxígeno (O)
produciendo dióxido de azufre (SO2) y calor.

1.1.9.3 ¿Cómo se producen las reacciones
exergónicas?
Las reacciones exergónicas no deben ser confundidas con
las reacciones exotérmicas.
Las exergónicas liberan energía en forma de trabajo
Mientras que las exotérmicas liberan energía en forma de
calor.

1.1.9.3
Las reacciones
exergónicas tienen más
energía antes de
reaccionar.
Sus productos quedan con
poca energía porque la
mayoría fue liberada en la
reacción.

1.1.9.3 Este caso tiene menos
energía cuando se hizo la
reacción.
Cuando los electrones
adquieren esa nueva
configuración, liberan energía
que se transfiere a las
moléculas individuales.
Aplicamos la fórmula de la
energía libre de Gibbs.
∆G = ∆H - T∆S
∆H = - T∆S = +
Espontánea ∆G < 0
Aumento de la entropía.

1.1.9.3 En este ejemplo la
reacción va a absorber
energía
Será espontánea aunque
absorba calor para
efectuarse, en este caso por
tener la temperatura alta,
esto hará que choquen muy
rápido hasta formar
partículas y estas partículas
pierden energía al adoptar
una configuración diferente
por lo que liberó energía y
esto la hace espontánea

1.1.9.4 Reacciones endergónicas.
En termoquímica, una reacción endergónica (también llamada
reacción desfavorable o no espontánea) es una reacción
química en donde el incremento de energía libre es positivo.
Bajo condiciones de temperatura y presión constantes, esto
quiere decir que el incremento en la energía libre de Gibbs
estándar debe ser positivo.
G° > 0

Ejemplo: “Derretimiento de un helado.”
En el caso por ejemplo del contacto del
helado con el aire (con temperatura
bastante mayor que la del helado) hace
con que el sistema y el ambiente buscarán
un equilibrio térmico. Para obtener ese
equilibrio el helado absorbió determinada
cantidad de calor del ambiente (energía
calórica o térmica) y entonces comenzó a
derretirse.
*Cuando ocurre la adición de
energía por medio de una fuente
externa, como si el sistema
absorbiera energía del ambiente. Y
como si existiese un consumo de
energía.
*CARACTERÍSTICAS DE LAS
REACCIONES ENDERGÓNICAS
-Requieren energía calórica para
ocurrir.
-Absorben energía.
-Las moléculas de los reactantes
tienen menos energía que los
productos.

1.1.9.6 COMO SE LLEVAN A CABO
LAS REACCIONES ENDERGÓNICAS.

ENDERGÓNICA-
EXOTÉRMICA
∆H<0, ∆S<0, T alta
Es exotérmica de modo que hay
menos entalpía después de la
reacción. (∆H<0).
No es espontánea porque:
Su entropía es menor que cero
(∆S<0).
La entropía es importante porque en
esta reacción la temperatura es alta.

Endergónica-Exotérmica.

ENDERGÓNICA-
ENDOTÉRMICA
∆H>0, ∆S<0
Tenemos una reacción
que necesita calor
(∆H>0), que necesita
energía térmica.
Tiene una disminución en
la entropía (∆S<0), por lo
que no es espontánea.
1.- Así que ∆H>0
2.- ∆S<0 pero lo estamos restando por lo que:
3.- Todo el término (-T∆S) es mayor que 0.
4.- Por lo que ∆G>0.

Endergónica-Endotérmica.

1.1.9.7. Reacciones acopladas.
Son aquellas donde la
energía libre (G)de una
reacción (exergónica) es
utilizada para
conducir/dirigir una
segunda reacción
(endergónica).
REACCIÓN EXERGÓNICA
+(G)<0 (ESPONTÁNEAS)
REACCIÓN ENDERGÓNICA.
-(G)>0 (NO ESPONTÁNEAS)
INTERMEDIO
COMÚN

Metabolismo: Suma de transformaciones químicas
que se producen en una célula u organismo.
ANABOLISMO
CATABOLISMO
• LIBERACION DE ENERGIA
• PRODUCE ATP
• DEGRADA BIOMULECULAS
EJEMPLOS:
-CICLO DE KREBS
-GLUCOLISIS
• REQUIERE ENERGIA
• CONSUME ATP
• FABRICA BIOMOLECULAS:
-SINTESIS DE PROTEINAS
-FOTOSINTESIS

¿Qué es el ATP?
El trifosfato de adenosina, o ATP, muchas reacciones
celulares requieren energía. El ATP transporta la energía
libre por la célula.
Los tres grupos fosfato se denominan —en orden del más
cercano al más alejado del azúcar ribosa— alfa, beta y
gamma. Los enlaces entre los grupos fosfato se llaman
enlaces fosfoanhídridos y puedes encontrar que se
conocen como enlaces de "alta energía".

ATP

Reacción de acoplamiento. Desarrollo:
Las células utilizan la estrategia de acoplamiento de
reacciones, en la que una reacción energéticamente
favorable (como la hidrólisis de ATP) se vincula
directamente con una reacción energéticamente
desfavorable (endergónica).
Para crear Glucosa-6-fosfato, se necesita
saber dos tipos de reacciones: hidrolisis de
ATP (exergónica) y fosforilacion de glucosa
(endergónica).

Hidrólisis del ATP (R. Exergónica):
ATP + H2O → ADP + Pi + ENERGIA
• Pi representa simplemente a un grupo
de fosfato inorgánico. (PO ​​3−)
Se forman enlaces fosfoanhídridos que son de
alta energía, quiere decir que se libera una
cantidad apreciable de energía cuando uno de
estos enlaces se rompe en una reacción
de hidrólisis (ruptura mediada por agua). Fig.
1.2.
4

ATP + H2O → ADP + Pi + ENERGIA
Fig. 1.2.

Fosforilación de la glucosa (R. Endergónica):
Glucosa + pi → Glucosa-6-fosfato
• Pi representa simplemente a un grupo de fosfato inorgánico. (PO ​​3−​)
Cuando comes una manzana puedes obtener glucosa, la cual
es absorbida por tu intestino delgado para llegar a los tejidos
celulares. Para entrar a la membrana celular se va a necesitar
la hormona de insulina (se produce en páncreas).
Una vez dentro de la célula, las enzimas (en este caso
hexoquinasa) harán que la glucosa reaccione (no
reacciona por si misma). Fig. 1.3
4

Glucosa + pi → Glucosa-6-fosfato
Fig. 1.3

1.1.9.8 ¿los sistemas vivientes cumplen con la
termodinamica?
Reacciones Exergónicas (Catabolismo): Liberan energía para el trabajo
celular a partir del potencial de degradación de los nutrientes orgánicos.
Reacciones Endergónicas (Anabolismo): Absorben energía aplicada al
funcionamiento de la célula produciendo nuevos componentes.

Pero entonces, los sistemas vivos cumplen o
no??

Déjame te digo querido lector que… El organismo como sistema
biológico es un sistema abierto, por lo tanto, según la termodinámica,
transfiere masa y energía con su entorno, por lo que el individuo
como entidad biológica se autorregula e intercambia sustancias,
energía e información con el medio ambiente que lo rodea.

Por lo tanto… ¿Cómo se produce el
intercambio de energía con el medio ambiente
que les rodea?
Pues muy fácil...Los organismos incorporan
energía procedente del medio ambiente. los
organismos fotosíntetizadores sintetizan
compuestos orgánicos a partir de sustancias
inorgánicas con la participación de energía
luminosa.
Los heterótrofos, toman los alimentos
previamente elaborados por autótrofos, a partir
de los cuales obtienen energía.

Los nutrientes incorporados al organismo mediante la
nutrición, pasa por la célula y participa como materia prima
en los procesos de metabolismo celular. En aquellos
procesos catabólicos (les dije que la definición al principio
serviría) en los que ocurre degradación oxidativa de
sustancias, un ejemplo, es la respiración aerobia, se libera
energía metabólica, parte de la cual se transforma en calor,
se eliminan sustancias de desecho y aumenta la entropía.
Después de tanto rollo, para llegar a la conclusión de que la respuesta
de esta pregunta es si, los sistemas vivos si cumplen con la
termodinámica

FUENTES DE
CONSULTA:
● “KHAN ACADEMY.[KhanAcademyEspanol]. (2015, octubre 21).
Reacciónes endergónicas, exergónicas, exotérmicas y endotérmicas
|Khan Academy en Español [Archivo de vídeo]. Recuperado de
https://youtu.be/E4d8hHQCXb0
● https://es.khanacademy.org/science/chemistry/thermodynamics-
chemistry/gibbs-free-energy/a/gibbs-free-energy-and-spontaneity W. La.
Masterton, C. No. Hurley: Química principios y reacciones. 4ª edición.
Thomson Ed, 2003.
● R. Chang: Principales escénicas de la química general. 4ª edición. Mc
Graw-Hill. 2006.
● T.Flores L.&García (1992). QUIMICA. Mexico.D.F: Publicaciones CULTURAL. P.265.
● A.Ville.Claude. (1966. 7a edición). BIOLOGIA. México D.F: NUEVA EDITORIAL
INTERAMERICANA, S.A. DE C.V.