Termodinámica: Entropía, Entalpía y Espontaneidad de las Reacciones

Entropía y Variación

Según el segundo principio de la termodinámica, es imposible transformar íntegramente todo el calor en trabajo como único efecto. De forma paralela, se produce una variación en el orden de la materia.

La entropía (S) es una función de estado que considera el grado de desorden de un sistema. Matemáticamente, se define como el cociente entre el calor transferido de forma reversible y la temperatura a la que se produce.

El segundo principio de la termodinámica indica que la entropía del universo siempre aumenta (o se mantiene constante en equilibrio). En cualquier caso, teniendo en cuenta que ΔSuniverso = ΔSsistema + ΔSentorno, los sistemas materiales (por ejemplo, una reacción química) pueden aumentar o disminuir su entropía.

En una reacción química: ΔS = n Sproductos – n Sreactivos

Ejemplos de Variación de Entropía

  • ΔSreacción > 0: Los productos están más desordenados (tienen más entropía) que los reactivos.
  • ΔSreacción < 0: Los productos están más ordenados (tienen menos entropía) que los reactivos.

a) Evaporación del agua: En estado gaseoso, las partículas están más desordenadas que en estado líquido. Los productos están más desordenados (tienen mayor entropía) que los reactivos, por lo tanto, la entropía en la reacción aumenta. Entonces ΔS > 0.

b) Disolución de cloruro de sodio en agua: El cloruro de sodio sólido es un sistema muy ordenado, ya que cada ion ocupa su posición en la red cristalina. Una vez disueltos, los iones se mueven en el seno de la disolución. Obviamente, la disolución es más desordenada (tiene mayor entropía) que el sólido cristalino. Entonces ΔS > 0.

c) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g): Los reactivos se hallan íntegramente en estado sólido (ordenado). Los productos son una mezcla de sólido y gas. La presencia del producto gaseoso hace que los productos sean, en conjunto, más desordenados (tienen mayor entropía) que los reactivos. Entonces ΔS > 0.

d) N2 (g) + 3H2(g) → 2NH3 (g): En este caso, tanto reactivos como productos están en estado gaseoso (muy desordenado y, por tanto, con alta entropía). Sin embargo, en cada ciclo elemental, cuatro moléculas pequeñas se transforman en dos moléculas mayores, lo que conlleva un aumento en el orden de la materia. Al aumentar el orden, disminuye la entropía. Entonces ΔS < 0.

Influencia de la Entropía en la Espontaneidad

Un proceso es espontáneo cuando tiene lugar sin la actuación de ningún factor externo.

En el campo de las reacciones químicas, se conocen procesos espontáneos en los que se desprende calor (exotérmicos) y otros en los que se absorbe calor (endotérmicos).

Así como en la naturaleza los sistemas tienden a adoptar el estado de menor energía (entalpía), también tienden a aumentar su grado de desorden (entropía).

La espontaneidad depende tanto de la variación de entalpía como de la variación de entropía que tiene lugar en un proceso. Se define una función de estado denominada energía libre de Gibbs:

ΔG = ΔH – TΔS

  • ΔG < 0: Proceso espontáneo.
  • ΔG > 0: Proceso no espontáneo.
  • ΔG = 0: Proceso en equilibrio.

Teq = |ΔH| / |TΔS|

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