Principios de Termodinámica Química: Conceptos y Aplicaciones

Cuestiones de Verdadero o Falso y Razonamiento

• ¿Serán iguales los calores de formación a presión constante y a volumen constante?

  Falso. No, ya que la relación entre el calor a presión constante (Q_p = ΔH) y el calor a volumen constante (Q_v = ΔU) es Q_p = Q_v + Δn_gasRT. Por lo tanto, solo serán iguales si no hay variación en el número de moles de gas (Δn_gas = 0) durante el proceso.

• El calor de reacción a presión constante es igual a la diferencia entre la entalpía de los productos y de los reactivos.

  Verdadero. Esta es la definición de calor de reacción a presión constante (ΔH = H_productos - H_reactivos).

• Las reacciones espontáneas transcurren a gran velocidad.

  Falso. La velocidad de reacción no depende de la espontaneidad. Una reacción puede ser espontánea pero muy lenta (ej. oxidación del hierro).

• La entalpía no es una función de estado.

  Falso. La entalpía es una función de estado, ya que su variación (ΔH) solo depende del estado inicial y final del sistema, y no del camino seguido para llegar a ellos.

• Si un sistema realiza un trabajo se produce un aumento de su energía interna.

  Falso. Si el sistema realiza un trabajo sobre el entorno, su energía interna disminuye, ya que gasta parte de su energía para realizar dicho trabajo (ΔU = Q - W, donde W es positivo si el sistema realiza trabajo).

• En toda reacción química espontánea, la variación de entropía es positiva.

  Falso. La espontaneidad de una reacción se rige por la energía libre de Gibbs (ΔG = ΔH - TΔS). Una reacción puede ser espontánea (ΔG < 0) incluso con una variación de entropía (ΔS) negativa, si la variación de entalpía (ΔH) es suficientemente negativa (exotérmica) y/o la temperatura (T) es baja, de modo que |ΔH| > |TΔS|.

• En el cambio de estado H₂O(l) → H₂O(g) se produce un aumento de entropía.

  Verdadero. Al pasar del estado líquido al gaseoso, las moléculas adquieren mayor libertad de movimiento y ocupan un volumen mucho mayor, lo que incrementa significativamente el desorden del sistema y, por ende, la entropía.

• Distinga entre ΔH y ΔHº para una determinada reacción.

  ΔH es la variación de entalpía de la reacción, que coincide con el calor intercambiado a presión constante. No especifica las condiciones de la reacción. Por otro lado, ΔHº (delta H estándar) hace referencia a la variación de entalpía en condiciones estándar: 1 atmósfera (o 1 bar) de presión y 25 °C (298.15 K) de temperatura, con los reactivos y productos en sus estados estándar.

• Distinga entre proceso endotérmico y exotérmico.

  Un proceso es endotérmico cuando la reacción absorbe calor del entorno (ΔH > 0). Un proceso es exotérmico cuando la reacción desprende calor al entorno (ΔH < 0).

Variación de Entropía en Procesos Químicos

Indique, razonadamente, cómo variará la entropía (ΔS) en los siguientes procesos:

• Disolución de nitrato de potasio, KNO₃, en agua.

  Se pasa de un estado muy ordenado (cristal de nitrato potásico) a otro muy desordenado como es la disolución (iones solvatados y moléculas de agua). Por lo tanto, el desorden aumenta y con él, la entropía (ΔS > 0).

• Solidificación del agua.

  Se pasa del estado líquido (menos ordenado) al sólido (más ordenado, estructura cristalina). En este proceso, el orden aumenta, por lo que la entropía disminuye (ΔS < 0).

• Síntesis del amoniaco: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g).

  En esta reacción, por cada cuatro moles de gas (1 mol de N₂ + 3 moles de H₂) que reaccionan, solo aparecen dos moles de gas (2 moles de NH₃). La disminución del número de moles de gas en los productos respecto a los reactivos implica una disminución del desorden del sistema, y por tanto, la entropía disminuye (ΔS < 0).

Primer Principio de la Termodinámica y Energía Interna

• Enuncie el Primer Principio de la Termodinámica.

  El Primer Principio de la Termodinámica, también conocido como la Ley de Conservación de la Energía, establece que "la energía no puede crearse ni destruirse, solo puede transformarse de una forma a otra". En otras palabras, la energía total de un sistema aislado permanece constante. Para un sistema no aislado, la energía que absorbe o desprende un sistema es igual a la que desprende o absorbe, respectivamente, el entorno.

• Razone si cuando un sistema gaseoso se expande disminuye su energía interna.

  Cuando un sistema gaseoso se expande contra una presión externa, realiza un trabajo sobre el entorno. Según el Primer Principio de la Termodinámica (ΔU = Q - W), si el sistema realiza trabajo (W > 0) y no hay un aporte de calor compensatorio, su energía interna (ΔU) disminuirá. En las reacciones químicas en las que se produce un aumento del número de moles de gas, hay una expansión de los gases contra la presión exterior, y por ello se realiza un trabajo a costa de la energía interna del sistema, razón por la que esta disminuirá.

• Justifique cómo varía la entropía en la reacción: 2KClO₃(s) → 2KCl(s) + 3O₂(g).

  En esta reacción, una sustancia sólida (KClO₃) se descompone para formar otra sustancia sólida (KCl) y una sustancia gaseosa (O₂). La aparición de un producto en estado gaseoso a partir de un sólido implica un aumento significativo del desorden del sistema. Dado que la entropía es una medida del desorden, esta aumentará considerablemente (ΔS > 0).

Procesos Exotérmicos: Entalpía de Reactivos y Productos

• En un proceso exotérmico, la entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos.

  Falso. En un proceso exotérmico, se libera calor al entorno, lo que significa que la entalpía de los productos (H_productos) es menor que la entalpía de los reactivos (H_reactivos). Por lo tanto, la variación de entalpía (ΔH = H_productos - H_reactivos) es negativa (ΔH < 0).