¿Cuánta energía desprende una reacción? ¿Ocurrirá por sí sola? La termoquímica responde a la primera pregunta con la entalpía; para la segunda hace falta otra magnitud, la entropía, y combinar ambas en la energía libre de Gibbs. Es uno de los bloques con más problemas numéricos de la PAU de Química.
Objetivos
- Aplicar el primer principio y relacionar ΔU y ΔH
- Calcular entalpías de reacción con la ley de Hess, las entalpías de formación y las energías de enlace
- Calcular variaciones de entropía y conocer el segundo principio
- Predecir la espontaneidad con ΔG = ΔH − T · ΔS y calcular la temperatura de cambio
1. Primer principio: ΔU y ΔH
ΔU = Q + W
ΔH = Qp ; ΔH = ΔU + Δngas · R · T
Combustión del metano: ΔH = −890,3 kJ. Calcula ΔU a 298 K
- CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l) ⟹ Δngas = 1 − 3 = −2
- ΔU = ΔH − Δn · R · T = −890,3 − (−2) · 8,31 · 10−3 · 298
- ΔU ≈ −885,3 kJ
2. Cálculo de entalpías de reacción
ΔH°r = Σ n · ΔH°f(productos) − Σ n · ΔH°f(reactivos)
Combustión del metano a partir de las entalpías de formación
ΔH°f (kJ/mol): CH₄ = −74,8 ; CO₂ = −393,5 ; H₂O(l) = −285,8.
- ΔH = [−393,5 + 2 · (−285,8)] − [−74,8 + 0]
- ΔH = −965,1 + 74,8 = −890,3 kJ
ΔH ≈ Σ E(enlaces rotos) − Σ E(enlaces formados)
H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)
E(H−H) = 436 ; E(Cl−Cl) = 243 ; E(H−Cl) = 432 kJ/mol.
- Rotos: 436 + 243 = 679 kJ
- Formados: 2 · 432 = 864 kJ
- ΔH ≈ 679 − 864 = −185 kJ
3. Entropía y segundo principio
Entropía (S): Magnitud que mide el grado de desorden (número de microestados posibles) de un sistema. Se mide en J/K. S(gas) > S(líquido) > S(sólido).
ΔS°r = Σ n · S°(productos) − Σ n · S°(reactivos)
Segundo principio: en todo proceso espontáneo la entropía del universo aumenta (ΔSuniverso > 0). Cualitativamente, ΔS > 0 si aumenta el número de moles de gas, al fundir, evaporar o disolver un sólido.
4. Energía libre de Gibbs y espontaneidad
ΔG = ΔH − T · ΔS
| ΔH | ΔS | Espontaneidad |
|---|---|---|
| < 0 | > 0 | Siempre espontánea |
| > 0 | < 0 | Nunca espontánea |
| < 0 | < 0 | Espontánea a temperaturas bajas |
| > 0 | > 0 | Espontánea a temperaturas altas |
Descomposición del CaCO₃: ΔH = +178 kJ ; ΔS = +161 J/K
- A 298 K: ΔG = 178 − 298 · 0,161 ≈ +130 kJ: no espontánea
- Temperatura de cambio: T = = ≈ 1106 K
- Por encima de unos 1106 K (833 °C) la descomposición es espontánea.
Recuerda
- ΔH = Qp ; ΔH = ΔU + Δngas · R · T.
- ΔH°r = Σ ΔH°f(prod) − Σ ΔH°f(reac) ; con enlaces: rotos − formados.
- ΔS > 0 al aumentar el desorden (más moles de gas, fusión, evaporación).
- ΔG = ΔH − T · ΔS < 0 ⟹ espontánea ; T de cambio = ΔH/ΔS.
- Pasa ΔS a kJ/K antes de combinar con ΔH en kJ.
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.