Termodinámica: Espontaneidad, Entalpía y Procesos Clave

a) Explicación de por qué muchas reacciones endotérmicas tienen lugar de forma espontánea a temperaturas elevadas: La espontaneidad de una reacción química viene determinada por la ΔGº, que viene dada por la expresión ΔGº = ΔHº - T·ΔSº. Si la reacción es endotérmica (ΔHº > 0), el término entrópico T·ΔSº debe ser mayor que ΔHº para que la reacción sea espontánea (ΔGº < 0), lo que ocurre a temperaturas altas, o bien a valores ΔSº > 0.

b) ¿Un proceso exotérmico y con aumento de orden será siempre espontáneo?: Si el proceso es exotérmico, entonces ΔHº < 0, y si experimenta un aumento de orden, ΔSº < 0. Si tenemos en cuenta la expresión ΔGº = ΔHº - T·ΔSº, el término entálpico es (-) y el término entrópico es (-), pero al tener el signo (-) delante, determina que el término entrópico es positivo (T·ΔSº > 0). Por lo tanto, ΔGº < 0 solo se puede conseguir cuando |ΔHº| > |T·ΔSº|, es decir, a temperaturas bajas será siempre una reacción espontánea.

Conceptos Clave de Termodinámica

Entalpía: Es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno.

Funciones de estado: Son variables termodinámicas cuyos valores solo dependen del estado actual del sistema y no del procedimiento por el que el sistema llegó a dicho estado. Son la presión, el volumen, la temperatura, y no el calor ni el trabajo.

Variables termodinámicas: Son magnitudes que se emplean para describir un sistema sin ambigüedad. Extensivas (valor depende de la cantidad de materia que tenga el sistema). Intensivas (valor no depende...).

Procesos termodinámicos: Transformaciones en las que un sistema intercambia energía con el entorno, pasando desde un estado inicial de equilibrio a otro estado final de equilibrio. Reversibles (se producen en etapas tan cortas que las propiedades del sistema no varían). Irreversibles (el sistema cambia de manera tan rápida que no tiene oportunidad de restablecer el equilibrio con su entorno).

Principios y Tipos de Procesos

Primer principio: La energía ni se crea ni se destruye, sino que se transforma.

Procesos:

• Isotérmicos: El calor intercambiado entre el sistema y el entorno es igual al trabajo desarrollado. Q = -W.
• Adiabáticos: La variación de energía interna del sistema es igual al trabajo desarrollado. ΔU = Q.
• Isocóricos: El calor a V constante intercambiado entre un sistema y su entorno es igual a la variación de su energía interna.
• Isobáricos: El calor a presión constante intercambiado por un sistema es igual a la variación de entalpía.

Calor y Medición

Calor de reacción: Cantidad de calor absorbido durante la reacción referido a una cantidad de reactivo o producto.

Bomba calorimétrica: Dispositivo que se emplea para medir el calor de combustión de los combustibles.

Calor específico: Cantidad de calor que debe recibir la unidad de masa de dicha sustancia para aumentar su temperatura un kelvin.

Calor absorbido: Por una sustancia para aumentar su temperatura desde t₀ hasta t.

Equivalente en agua: Masa de agua que absorbe la misma cantidad de calor que el calorímetro por el mismo aumento de T.