Termodinámica Química: Entalpía, Entropía y Energía Libre

Entalpía Estándar de Reacción

La entalpía estándar de reacción, ΔHº, es la variación de entalpía en una reacción en la que los reactivos en estado estándar se transforman en productos en estado estándar.

El estado estándar de una sustancia es su forma pura más estable a la presión de 1 atmósfera y temperatura de 25 ºC: O₂(g), C(grafito), H₂(g), Br₂(l), Fe(s).

Entalpía Estándar de Combustión

Se define la entalpía estándar de combustión, o calor de combustión de una sustancia, como la variación de entalpía que se produce cuando se quema un mol de la sustancia en las condiciones estándar. Todas son negativas (reacción exotérmica).

Ley de Hess

Dado que la entalpía es una función de estado, el químico suizo G.H. Hess (1802-1850) enunció la ley de Hess: “Si una reacción puede producirse en varias etapas, reales o teóricas, su variación de entalpía es igual a la suma de las entalpías de reacción de estas reacciones intermedias”.

ΔH_a = ΔH_b + ΔH_c + ΔH_d + ...

Entalpía de Enlace

Una reacción química supone la ruptura de una serie de enlaces en los reactivos y la formación de nuevos enlaces en los productos. Si se conociesen las energías de estos enlaces, se podría calcular fácilmente la entalpía de la reacción. Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper un mol de dichos enlaces. Como se suele trabajar a presión constante, estas energías de enlace son en realidad entalpías de enlace.

Por ejemplo: Para romper el doble enlace de una molécula de oxígeno para obtener oxígeno atómico se necesita 494 kJ/mol. O=O → O + O ΔH = 494 kJ/mol

Proceso Espontáneo y Segundo Principio de la Termodinámica

El aumento de entropía es un hecho que se produce para todos los procesos espontáneos y constituye el Segundo Principio de la Termodinámica, el cual establece que, en todo proceso espontáneo, el desorden total del sistema y de su entorno siempre aumenta (la entropía del universo, es decir, la entropía del sistema más la entropía del entorno, aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio): ΔS > 0.

Entropía Molar Estándar y Tercer Principio de la Termodinámica

Se llama entropía molar estándar Sº de una sustancia a la entropía de un mol de ésta a la presión de 1 atm y a la temperatura de 25 ºC. Para determinarla, se toma como referencia el cero absoluto, 0 K, ya que, según el tercer principio de la Termodinámica: “La entropía de una sustancia cristalina pura, con ordenamiento perfecto, es nula en el cero absoluto”. Las entropías molares estándar se encuentran tabuladas, son todas positivas y se miden en J/mol·K. A partir de sus valores se puede determinar la variación de entropía de un proceso.

Entropía Estándar de Reacción

La variación de la entropía estándar en una reacción, ΔSº, es igual a la suma de las entropías molares estándar de los productos menos la suma de las entropías molares estándar de los reactivos, multiplicadas, respectivamente, por los coeficientes estequiométricos que figuran en la ecuación química ajustada.

ΔSº_reacción = Σn · Sº(productos) - Σm · Sº(reactivos)

Energía Libre de Gibbs

Es una nueva función de estado que relaciona la variación de entalpía ΔH que tiene lugar en un proceso, y la variación de entropía ΔS que también tiene lugar en dicho proceso. La energía libre de Gibbs, G, es una variable extensiva que se mide en unidades de energía y cuyo valor viene dado por: G = H - TS.

La energía libre de Gibbs G no puede medirse experimentalmente, pero sí es posible conocer la variación de energía libre en un proceso, ΔG. La expresión de esta variación a presión y temperatura constantes recibe el nombre de ecuación de Gibbs-Helmholtz: ΔG = ΔH - TΔS.

El término ΔH mide el cambio de entalpía total en el proceso. El término TΔS mide el cambio de entalpía como consecuencia de la reorganización de los átomos, no aprovechable para producir trabajo. El término ΔG expresa la diferencia entre la variación total de entalpía y la variación de entalpía no disponible, por tanto, es una medida de la entalpía realmente disponible; por eso se le denomina energía libre. Es la energía que queda libre para realizar trabajo útil. Representa el trabajo máximo que puede obtenerse de una reacción química.

Energía Libre Estándar de Formación

La energía libre estándar de formación de un compuesto es ΔGº_f.

Energía Libre Estándar de Reacción

La energía libre estándar de reacción, ΔGº, es la variación de energía libre en una reacción en la que los reactivos en estado estándar se transforman en productos en estado estándar: ΔGº = Σn · ΔGº_f(productos) - Σm · ΔGº_f(reactivos).

“La variación de energía libre de una reacción, ΔGº, es igual a la suma de las energías libres de formación de los productos menos la suma de las energías libres de formación de los reactivos, multiplicadas, respectivamente, por los coeficientes estequiométricos que figuren en la ecuación ajustada”.