Fundamentos de Termodinámica Química: Espontaneidad, Entalpía y Entropía

Principios de Termodinámica Química

Este documento aborda conceptos fundamentales de la termodinámica química, explorando la espontaneidad de las reacciones, las variaciones de entalpía y entropía, y su relación con la energía libre de Gibbs.

Evaluación de Afirmaciones Termodinámicas

a) Una reacción espontánea no puede ser endotérmica.

Una reacción endotérmica es aquella que absorbe energía del entorno, por lo que su variación de entalpía (ΔH) es positiva. Para que una reacción sea espontánea, su energía libre de Gibbs (ΔG) debe ser menor que 0 (ΔG < 0).

La afirmación es FALSA. Si la variación de entropía (ΔS) de una reacción es positiva (es decir, su desorden aumenta), y su ΔH también es positivo, es posible que la reacción sea endotérmica y, al mismo tiempo, espontánea. Esto ocurre a temperaturas suficientemente altas, donde el término -TΔS (en la ecuación ΔG = ΔH - TΔS) se vuelve lo suficientemente negativo como para compensar el ΔH positivo, resultando en un ΔG negativo.

b) La entalpía de formación estándar de Fe(s) es cero, mientras que la entalpía de formación estándar del O₂(g) es distinta de 0.

La entalpía de formación en condiciones estándar (25 °C y 1 atm) de los elementos en su estado más estable es, por convenio, cero.

Esta afirmación es FALSA. El estado más estable del hierro (Fe) en condiciones estándar es el estado sólido (Fe(s)), por lo que su entalpía de formación estándar es 0. La afirmación original menciona Fe(I), que no es el estado estándar. Igualmente, el estado más estable del oxígeno (O₂) en condiciones estándar es el gas diatómico (O₂(g)), por lo que su entalpía de formación estándar también es 0. La afirmación original indica que la del O₂(g) es distinta de 0, lo cual es incorrecto.

c) En la condensación de vapor a agua la entropía disminuye.

En la condensación de vapor de agua, el agua pasa de estado gaseoso a estado líquido. El estado líquido es un estado más ordenado que el gaseoso, donde las moléculas tienen menos libertad de movimiento. Por lo tanto, el desorden molecular (entropía) disminuye.

La afirmación es VERDADERA.

Cuestiones sobre Espontaneidad y Entalpía

1.1 Si se determina que una reacción es espontánea y endotérmica a cierta presión y temperatura, ¿qué se puede decir de la variación de entalpía de dicha reacción a la misma presión y temperatura?

Si una reacción es clasificada como endotérmica, por definición, su variación de entalpía (ΔH) debe ser positiva (ΔH > 0), ya que absorbe calor del entorno. El hecho de que también sea espontánea (ΔG < 0) implica que la variación de entropía (ΔS) debe ser positiva y la temperatura (T) lo suficientemente alta para que el término -TΔS compense el ΔH positivo, según la ecuación ΔG = ΔH - TΔS.

1.2 Si se determina que la reacción A(g) + B(g) → C(g) es espontánea a una temperatura determinada, ¿puedes explicar si la reacción es endotérmica o exotérmica a dicha temperatura?

En la reacción A(g) + B(g) → C(g), el número de moles gaseosos de los reactivos es 2 (1 mol de A y 1 mol de B), mientras que el número de moles gaseosos de los productos es 1 (1 mol de C). Esta disminución en el número de moles de gas implica una disminución del desorden, lo que significa que la variación de entropía (ΔS) es negativa.

Para que una reacción sea espontánea, su energía libre de Gibbs (ΔG) debe ser negativa (ΔG < 0). Dada la ecuación ΔG = ΔH - TΔS, y sabiendo que ΔS es negativo, el término -TΔS será positivo (ya que T es siempre positiva). Para que ΔG sea negativo, ΔH debe ser negativo y su magnitud debe ser mayor que la del término TΔS. Por lo tanto, la reacción debe ser exotérmica.