En esta lección repasamos de forma ordenada las magnitudes termodinámicas que permiten saber cuánto calor intercambia una reacción y si ocurrirá de forma espontánea: entalpía (H), entropía (S) y energía libre de Gibbs (G), junto con la ley de Hess. Después aplicamos todo en ejemplos resueltos tipo PAU.
La variación de entalpía, ΔH, es el calor intercambiado por el sistema a presión constante.
La entalpía estándar de formación, ΔH°f, es la variación de entalpía cuando se forma 1 mol de una sustancia a partir de sus elementos en estado estándar (25 °C y 1 bar). Por convenio, la ΔH°f de un elemento en su forma más estable (O2(g), C(grafito), H2(g)…) vale cero. Con ellas:
ΔH°r = Σ n·ΔH°f(productos) − Σ m·ΔH°f(reactivos)
La entalpía es una función de estado: solo depende de los estados inicial y final, no del camino. Por eso, si una reacción puede escribirse como suma de otras, su ΔH es la suma de las ΔH de esas etapas. Reglas prácticas:
La entropía, S, mide el grado de desorden molecular (el número de formas en que puede distribuirse la energía). Aumenta al pasar de sólido a líquido y a gas, y al aumentar el número de moles de gas. Se calcula igual que la entalpía, con entropías molares estándar:
ΔS°r = Σ n·S°(productos) − Σ m·S°(reactivos) (en J/K)
A diferencia de ΔH°f, la entropía absoluta S° de los elementos no es cero a 25 °C.
ΔG = ΔH − T·ΔS (T en kelvin; cuidado con las unidades: ΔS suele darse en J/K y ΔH en kJ).
Según los signos de ΔH y ΔS:
Ejemplo 1 (entalpía de combustión). Calcula ΔH° de CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l). Datos: ΔH°f(CH4) = −74,8 kJ/mol; ΔH°f(CO2) = −393,5 kJ/mol; ΔH°f(H2O, l) = −285,8 kJ/mol.
ΔH° = [(−393,5) + 2·(−285,8)] − [(−74,8) + 2·0] = −965,1 + 74,8 = −890,3 kJ. Es exotérmica.
Ejemplo 2 (ley de Hess). Calcula ΔH de C(s) + ½ O2(g) → CO(g) sabiendo que:
Mantenemos (1) e invertimos (2): CO2(g) → CO(g) + ½ O2(g), con ΔH = +283,0 kJ. Al sumar, el CO2 se cancela y sobra ½ O2 en los reactivos: ΔH = −393,5 + 283,0 = −110,5 kJ.
Ejemplo 3 (entropía de reacción). Calcula ΔS° de N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g). Datos de S° (J/mol·K): N2 = 191,6; H2 = 130,7; NH3 = 192,5.
ΔS° = 2·192,5 − (191,6 + 3·130,7) = 385,0 − 583,7 = −198,7 J/K. Es negativa, como era de esperar: se pasa de 4 moles de gas a 2.
Ejemplo 4 (temperatura de espontaneidad). La descomposición CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) tiene ΔH° ≈ +178 kJ y ΔS° ≈ +160 J/K. ¿A partir de qué temperatura es espontánea?
Como ΔH > 0 y ΔS > 0, es espontánea a temperaturas altas. En el límite ΔG = 0: T = ΔH/ΔS = 178 000 J / 160 J/K ≈ 1112 K. Por encima de unos 1112 K (839 °C), ΔG < 0 (suponiendo que ΔH y ΔS apenas varían con la temperatura).
Calcula ΔH° de la reacción 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) si ΔH°f(H2O, l) = −285,8 kJ/mol.
Una reacción tiene ΔH = −100 kJ y ΔS = −200 J/K. ¿Es espontánea a 25 °C (298 K)?
Una reacción tiene ΔH = +50 kJ y ΔS = +100 J/K. ¿En qué condiciones es espontánea?
Sabiendo que S(s) + O2(g) → SO2(g) tiene ΔH = −296,8 kJ y que SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) tiene ΔH = −98,9 kJ, calcula ΔH de S(s) + 3/2 O2(g) → SO3(g).
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