Termoquímica y termodinámica química
Termoquímica y termodinámica química evalúan el intercambio de energía, la ley de Hess, la entropía y la espontaneidad. Se pide calcular entalpías de reacción, interpretar signos y decidir si un proceso es espontáneo según la temperatura.
Entalpía y ley de Hess
Un ΔH negativo indica proceso exotérmico; positivo, endotérmico. La entalpía es función de estado. La ley de Hess permite sumar etapas: si una reacción es suma de otras, su ΔH es la suma de sus ΔH. También se usa ΔHr = ΣνΔHf(productos) − ΣνΔHf(reactivos). La entalpía de formación de un elemento en su forma estable es cero. Romper enlaces consume energía; formar enlaces la libera. Al multiplicar una ecuación hay que multiplicar su ΔH.
Entropía y energía libre
La entropía mide el desorden; aumenta al incrementar moles de gas, temperatura o mezcla. El segundo principio exige ΔSuniverso = ΔSsistema + ΔSentorno > 0 para un proceso espontáneo. La energía libre de Gibbs es ΔG = ΔH − TΔS. Si ΔG < 0 el proceso es espontáneo; si ΔG = 0 está en equilibrio; si ΔG > 0 no es espontáneo. La temperatura puede invertir el signo cuando ΔH y ΔS tienen el mismo signo.
Ejemplo resuelto
Para cierta reacción ΔH = +50 kJ y ΔS = +150 J/K, calcula la temperatura de equilibrio y razona cuándo es espontánea. Primero se igualan unidades: 50 kJ = 50 000 J. En el equilibrio ΔG = 0, luego T = ΔH/ΔS = 50 000/150 = 333 K, unos 60 °C. Como ΔS > 0, por encima de 333 K el término −TΔS domina y ΔG < 0: el proceso es espontáneo. Por debajo no lo es. Es un proceso endotérmico que se favorece al calentar.
Trampas
No convertir julios y kilojulios. Cambiar el signo de ΔH al invertir una ecuación sin multiplicarlo al ajustar coeficientes. Asignar una entalpía de formación distinta de cero a un elemento. Creer que un proceso endotérmico nunca es espontáneo. Olvidar que ΔG depende de la temperatura y que un catalizador no altera ΔH ni ΔG.