Termodinámica química
La termodinámica química de la PAU incluye el primer principio, la entalpía y la ley de Hess, la entropía y la energía de Gibbs. Se pide calcular magnitudes, interpretar signos y decidir la espontaneidad, a menudo combinando datos tabulados con un ciclo.
Primer principio y entalpía
- Criterio IUPAC: ΔU = q + w, con w = −PΔV para trabajo de expansión.
- A presión constante, q_p = ΔH. Una reacción exotérmica tiene ΔH < 0.
- Calorimetría: q = mcΔT, teniendo en cuenta la capacidad calorífica del calorímetro si se indica.
- La entalpía de enlace se rompe con signo positivo y se forma con signo negativo.
Ley de Hess y entalpías de formación
- ΔH°_r = ΣνΔH°_f(productos) − ΣνΔH°_f(reactivos).
- La entalpía de formación de un elemento en su estado estándar es cero.
- Si se invierte una ecuación, cambia el signo de ΔH; si se multiplica, también se multiplica ΔH.
Entropía y energía de Gibbs
- ΔS_universo = ΔS_sistema + ΔS_entorno > 0 para un proceso espontáneo.
- ΔG = ΔH − TΔS; ΔG < 0 indica espontaneidad a esa temperatura.
- La temperatura de inversión se obtiene de T = ΔH/ΔS cuando ΔG = 0; hay que usar unidades coherentes (kJ o J).
Ejemplo resuelto
Para una reacción con ΔH° = −92,2 kJ y ΔS° = −198 J K⁻¹ a 298 K, calcula ΔG° y decide si es espontánea. Convertimos: −198 J K⁻¹ = −0,198 kJ K⁻¹. ΔG° = −92,2 − 298 × (−0,198) = −92,2 + 59,0 = −33,2 kJ. Como ΔG° < 0, es espontánea a 298 K. La temperatura de inversión sería T = (−92,2)/(−0,198) ≈ 466 K; por encima de ella, el término entrópico desfavorable hace que ΔG > 0.
Errores que cuestan puntos
- Equivocar el signo del trabajo o de la entalpía de formación.
- No multiplicar por los coeficientes estequiométricos.
- Mezclar kJ y J en ΔG = ΔH − TΔS.
- Confundir ΔG con ΔG° (las concentraciones reales cambian ΔG).
- Decir que una reacción exotérmica es siempre espontánea.