Termodinàmica i Reaccions Químiques: Entalpia, Entropia i Espontaneïtat

Energia en Reaccions Químiques

En una reacció química es conserva la massa i la càrrega, però no l'energia (als canvis de temperatura s’intercanvia energia). La termodinàmica és l’estudi de l’intercanvi d’energies.

Reaccions Endotèrmiques i Exotèrmiques

• Endotèrmiques: (ΔU > 0) El sistema o reacció guanya energia (calor) (+). Cal donar energia perquè la reacció tingui lloc. L'energia dels reactius és menor que l'energia dels productes (E_reactius < E_productes).
• Exotèrmiques: (ΔU < 0) El sistema perd energia (-). L'energia dels reactius és major que l'energia dels productes (E_reactius > E_productes).

Entalpia

L'entalpia es refereix a una reacció química realitzada a pressió constant (aire lliure). Això vol dir que el treball és d’expansió i la calor despresa a pressió constant serà menor que ΔU.

Entalpia de Reacció o Combustió (ΔHr)

És la variació d’entalpia d’una reacció efectuada a pressió constant quan els reactius es converteixen en productes (en estat estàndard = 25 °C (298 K) i 1 bar o 10⁵ Pa).

Entalpia de Formació (ΔHf)

És la variació d’entalpia que acompanya la formació d’un mol d’un compost a partir dels seus elements a pressió constant i compostos en estat estàndard.

Llei de Hess

Experimentalment es comprova que l'entalpia associada a una reacció química efectuada a pressió constant és la mateixa tant si la reacció es verifica directament com si es fa en diverses etapes. Quan una reacció química pot expressar-se com a suma algebraica d’altres reaccions, la seva entalpia és igual a la suma algebraica de les entalpies de les reaccions parcials.

Entalpies d'Enllaç

Només enllaços covalents. La formació d’un enllaç allibera energia i el trencament necessita aportació d’energia. En una reacció química es trenquen els enllaços dels reactius i es formen els enllaços dels productes: balanç energètic. L’entalpia de formació d’un enllaç sempre és negativa.

Energia d'Enllaç

És la variació d’entalpia, en condicions estàndard, que acompanya la formació d’un mol d’enllaços a partir dels àtoms aïllats en estat gasós (No H₂, sí H). L’energia no es perd, la mateixa energia que s’utilitza per formar l’enllaç es necessita per trencar-lo.

Compostos Iònics

Experimentalment es veu que a la formació d’un compost iònic, s’allibera molta energia (ΔH < 0).

Dissociació i Energia Reticular

• Dissociació: Trencar enllaç.
• Energia Reticular: Energia que es desprèn perquè d’un gas es formi un sòlid o cristall.

Cicle de Born-Haber

1. Formació dels àtoms gasosos per sublimació i dissociació (clor i sodi).
2. Ionització dels àtoms de sodi (gas): energia d’ionització.
3. Ionització dels àtoms de clor (gas): afinitat electrònica.
4. Els ions Cl⁻ i Na⁺ formats, s’atrauen i s’aproximen i s’obté clorur de sodi sòlid Na⁺Cl⁻ i aquí es desprèn l’energia reticular.

Com més radi, menys Er i com més número de càrrega, més Er.

Entropia i Espontaneïtat de les Reaccions Químiques

Moltes reaccions exotèrmiques, un cop iniciades, transcorren espontàniament, mentre que les reaccions endotèrmiques no es donen espontàniament en condicions ordinàries (processos espontanis i endotèrmics: fusió del gel, evaporació del H₂O i dissolució d’una sal en H₂O.) Moltes reaccions transcorren irreversiblement assolint un estat d’equilibri (doble fletxa) i les dues reaccions transcorren simultàniament a la mateixa vegada un cop assolit l’equilibri. Cap a la dreta: exotèrmica. Cap a l’esquerra: endotèrmica. L’estat de mínima energia no és l’únic factor.

Entropia (S)

Quan hi ha més desordre, el procés és espontani. El líquid espontàniament s’evapora. El sòlid espontàniament es dissol. Els tres són sistemes aïllats i s’han produït espontàniament. Tots tenen un major grau de desordre. L’entropia mesura el grau de desordre microscòpic. També és una funció d’estat, depèn de l’estat inicial i final. Gas S↑, Sòlid S↓ i líquid intermig. Com més gran és el número d’àtoms, ions o mols, S↑. Si una molècula de massa molecular elevada es trenca en diverses molècules senzilles, S↑. Com més febles siguin els enllaços entre àtoms, S↑. Conclusió: en un sistema aïllat i a V constant, es produeix espontàniament el procés que porti a un estat d’entropia més elevada, més desordre, segons el principi de la termodinàmica.