Termodinámica química: entalpía, entropía y espontaneidad
La termodinámica química permite decidir si una reacción es espontánea y cuantificar el calor intercambiado. La prueba canaria suele combinar la ley de Hess con entalpías de formación, entropías y energía de Gibbs.
Primer principio y entalpía
ΔU = q + w, con criterio IUPAC: q > 0 si el sistema absorbe calor y w > 0 si el entorno realiza trabajo sobre el sistema. A presión constante, el calor es ΔH. Una reacción exotérmica tiene ΔH < 0; una endotérmica, ΔH > 0. La entalpía de formación de un elemento en su estado estándar es cero.
Entropía y espontaneidad
La entropía mide el desorden; ΔS > 0 favorece la espontaneidad, especialmente si aumenta el número de moles gaseosos. El criterio conjunto es ΔG = ΔH − TΔS: el proceso es espontáneo si ΔG < 0. Si ΔH < 0 y ΔS > 0, es espontáneo a cualquier T; si ambos son positivos, solo a T alta; si ambos son negativos, a T baja.
Ley de Hess y energías de enlace
ΔH de una reacción global es la suma de las etapas, invirtiendo el signo cuando se invierte una ecuación y multiplicando por el coeficiente. También: ΔH°r = ΣΔHf°(productos) − ΣΔHf°(reactivos). Romper enlaces absorbe energía (positiva) y formarlos la libera (negativa).
Ejemplo resuelto
Calcula ΔH° de CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) con ΔHf°: CH₄ = −74,8; CO₂ = −393,5; H₂O(l) = −285,8 kJ/mol. ΔH° = [−393,5 + 2(−285,8)] − [−74,8 + 0] = −393,5 − 571,6 + 74,8 = −890,3 kJ/mol. Es exotérmica. El error habitual es no multiplicar por el coeficiente estequiométrico o olvidar que el O₂ vale cero.
Errores que cuestan puntos
- Cambiar el signo de w o confundir sistema y entorno.
- Usar ΔHf° distinto de cero para un elemento en estado estándar.
- Creer que una reacción exotérmica es siempre espontánea.
- Mezclar kJ y J en ΔG = ΔH − TΔS.
- No ajustar la ecuación antes de aplicar Hess.