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Termodinámica Química
La termodinámica química estudia los cambios de energía que acompañan a las reacciones químicas y los procesos físicos, permitiendo predecir si una reacción será espontánea y cuánta energía se intercambiará.
Conceptos Fundamentales
- Sistema: Porción del universo objeto de estudio
- Entorno: Todo lo que rodea al sistema
- Función de estado: Propiedad que depende solo del estado actual, no del camino
- Proceso espontáneo: Ocurre sin intervención externa
- Equilibrio termodinámico: Estado de mínima energía libre
Primera Ley de la Termodinámica
La Primera Ley establece que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma:\(\Delta U = Q - W\)Donde:
- ΔU = variación de energía interna
- Q = calor intercambiado
- W = trabajo realizado
Entalpía (H)
La entalpía es una función de estado definida como:\(H = U + PVA presión constante, la variación de entalpía equivale al calor intercambiado:\)\Delta H = Q_p#### Tipos de procesos según ΔH:
- Proceso exotérmico: ΔH < 0 (libera calor)
- Proceso endotérmico: ΔH > 0 (absorbe calor)
Entalpías de Reacción
Entalpía de Formación Estándar (ΔH°f)
Es el cambio de entalpía cuando se forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en condiciones estándar (25°C, 1 atm).
Convención: ΔH°f de elementos en estado estándar = 0Cálculo de ΔH° de reacción\(\Delta H°_{reacción} = \sum \Delta H°_f(productos) - \sum \Delta H°f(reactivos)### Otros tipos de entalpía\)
- Entalpía de combustión: ΔH cuando se quema 1 mol de sustancia
- Entalpía de fusión: ΔH para fundir 1 mol de sólido
- Entalpía de vaporización: ΔH para vaporizar 1 mol de líquido
- Entalpía de enlace: ΔH para romper 1 mol de enlaces
Segunda Ley de la Termodinámica
La Segunda Ley introduce el concepto de entropía y establece que:
"En cualquier proceso espontáneo, la entropía total del universo siempre aumenta"
Entropía (S)
La entropía es una función de estado que mide el grado de desorden o dispersión de energía en un sistema.
Unidades: J/(mol·K)Factores que afectan la entropía:
- Temperatura: S aumenta con T
- Estado físico: S(gas) > S(líquido) > S(sólido)
- Número de partículas: Más partículas → mayor S
- Complejidad molecular: Moléculas más complejas → mayor S
Variación de entropía
Para una reacción química:\(\Delta S°{reacción} = \sum S°(productos) - \sum S°(reactivos)## Energía Libre de Gibbs\)
La energía libre de Gibbs (G) combina los efectos de entalpía y entropía para predecir la espontaneidad:\(\Delta G = \Delta H - T\Delta S### Criterios de espontaneidad\)
- ΔG < 0: Proceso espontáneo (favorable)
- ΔG > 0: Proceso no espontáneo (desfavorable)
- ΔG = 0: Sistema en equilibrio
Análisis de casos según ΔH y ΔS
| ΔH | ΔS | ΔG | Espontaneidad |
|---|---|---|---|
| < 0 | > 0 | < 0 | Siempre espontáneo |
| > 0 | < 0 | > 0 | Nunca espontáneo |
| < 0 | < 0 | Depende de T | Espontáneo a baja T |
| > 0 | > 0 | Depende de T | Espontáneo a alta T |
Cinética vs Termodinámica
Es importante distinguir entre favorabilidad termodinámica y velocidad de reacción:
- Termodinámica: Nos dice SI ocurrirá la reacción (ΔG)
- Cinética: Nos dice QUÉ TAN RÁPIDO ocurrirá (energía de activación)
Energía de Activación
La energía de activación (Ea) es la energía mínima necesaria para que las moléculas reactivas formen el complejo activado y ocurra la reacción.
Aplicaciones Prácticas
Equilibrio Químico
En el equilibrio, ΔG = 0, y se relaciona con la constante de equilibrio:\(\Delta G° = -RT \ln K\)Donde K es la constante de equilibrio.
Dependencia de la temperatura
La ecuación de van 't Hoff relaciona la constante de equilibrio con la temperatura:\(\ln \frac{K_2}{K_1} = -\frac{\Delta H°}{R}\left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right)## Resolución de Problemas\)
Metodología
Identificar el tipo de cálculo (ΔH, ΔS, ΔG)
Escribir la ecuación balanceada
Buscar los datos termodinámicos necesarios
Aplicar las fórmulas correspondientes
Verificar el signo y las unidades del resultado
Interpretar el resultado físicamente
Ejemplos Resueltos
Ejemplo 1: Calcular ΔH° para la combustión del metano
Reacción: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Datos:
- ΔH°f(CH₄) = -74.8 kJ/mol
- ΔH°f(CO₂) = -393.5 kJ/mol
- ΔH°f(H₂O) = -285.8 kJ/mol
- ΔH°f(O₂) = 0 kJ/mol
Ejemplo 2: Determinar la espontaneidad de la reacción N₂ + 3H₂ → 2NH₃ a 298 K
Datos a 298 K:
- ΔH° = -92.2 kJ/mol
- ΔS° = -198.7 J/(mol·K)
Ejemplo 3: Calcular la temperatura a la cual CaCO₃ se descompone espontáneamente
Reacción: CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)
Datos:
- ΔH° = +178 kJ/mol
- ΔS° = +161 J/(mol·K)