Entalpia de enlaces

Algunos tipos de átomos tienden a unirse químicamente con otros átomos, iguales o diferentes, para formar moléculas y adquirir estados más estables de energía.  La unión se da a través de enlaces covalentes que dan como resultado moléculas diatómicas o poliatómicas energéticamente más estables que los átomos individuales.

 

 A la medida de dicha estabilidad se le denomina energía de enlace y es la que

corresponde al cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de

un mol de moléculas gaseosas. Cuando se forma un mol del mismo tipo de

moléculas a partir de átomos gaseosos, la magnitud de la entalpía es igual, pero

de signo contrario, esto es, se libera energía.

La energía de enlace se determina experimentalmente a presión atmosférica (1

atmósfera), temperatura de 25 oC (298.15 K) y en fase gaseosa por la menor

influencia de las interacciones moleculares.

A las mediciones realizadas a esta presión y temperatura se les llama condiciones

estándares.

 

 

    

 La entalpía de enlace medida experimentalmente para un mol de

moléculas de hidrógeno y ácido clorhídrico es:

H2(g)   →   H(g)   +   H(g)         ∆H = 436.4 kJ

HIl(g)   →   H2(g)   +   Il2(g)     ∆H = 298.3 kJ

 

La determinación de la energía de enlace para las moléculas diatómicas con

átomos iguales o diferentes y con enlaces simples, dobles o triples, se calcula

directamente, pero en las moléculas poliatómicas resulta más complicado, puesto

que interviene la influencia de los otros enlaces presentes en la molécula ya sean

iguales o diferentes, en otras palabras, de las condiciones químicas que

prevalezcan.

En moléculas poliatómicas sólo se puede hablar de energía de enlace promedio

para un tipo de enlace.

 

En la siguiente tabla encontrarás los valores de las entalpías de enlace más

utilizadas:

TABLA DE ENTALPÍAS DE ENLACE

 

ENLACE Entalpía de enlace

kJ/ mol de enlaces

ENLACES Entalpía de enlace

kJ/ mol de enlaces

C - H 413 H - H 436

O - H 482 C - O 743

N - H 391 C = C 835

O = O 494 H - F 563

C - C 348 H - Cl 432

C = C 612 C - F 485

C - N 292 C - Cl 339

C = O (en CO2) 801 F - F 153

C - O 351 Cl - Cl 243

I - I 151 N≡ N 991

H - I 299 Br - Br 193

 

La energía de enlace es útil para predecir la entalpía aproximada de una reacción,

considerando que para la ruptura de enlaces químicos siempre se tiene que

suministrar energía y para la formación de nuevos enlaces se libera. Así, la

entalpía de una reacción se puede calcular a partir del número de enlaces que se

rompen y se forman.

 

∆Hr = ∑∆H(reactivos) - ∑∆H(productos)

 

Calcular la variación de la entalpía de reacción cuando se forma

amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno.

 

N2(g)   +   3H2(g)   →   2NH3(g)

 

 

Representación microscópica de la reacción

 Inicialmente para romper los enlaces de los reactivos, la energía requerida

es:                  

Número de enlaces rotos en un mol de moléculas x entalpía de enlace

 

1 enlace N≡N x 991 kJ = 991 kJ 

3 enlaces H-H x 436 kJ = 1308 kJ

∑∆H(reactivos) = 2299 kJ

  Al formarse los enlaces N-H en el amoniaco, se libera:

Número de enlaces formados en un mol de moléculas x entalpía de enlace

6 enlaces N-H x 391 kJ = 2346 kJ

 

                              ∑∆H(productos) = 2346 kJ

 

               ∆Hr = ∑∆H(reactivos) - ∑∆H(productos)

 

∆Hr =+ 2299 kJ – 2346 kJ

 

                                               ∆Hr = - 47 kJ    Reacción exotérmica 

 

                                 

                                    

Este resultado nos dice que, cuando se forman dos moles de moléculas de

amoniaco a partir de un mol de moléculas de nitrógeno y tres moles de hidrógeno,

se liberan   47 kJ de energía.

Tener presente, que el signo positivo indica que se suministra energía a la

reacción y el signo negativo, que se libera energía cuando se lleva a cabo la

reacción.

 

 En la combustión del metano se obtiene dióxido de carbono y agua de

acuerdo a la siguiente reacción:

CH4(g)   +   2O2(g)   →   CO2(g)   +  2H2O(l)

    

               

          

Se rompen: 4 enlaces C-H y 2 enlaces O=O

Se forman: 2 enlaces C=O y 4 enlaces H-O

 

 

Número de enlaces rotos en un mol de moléculas x entalpía de enlace

 

4 enlaces C-H x 413 kJ = 1652 kJ          

2 enlaces O=O x 494 = 988 kJ

∑∆H(reactivos) = 2640 kJ

  Al formarse los enlaces C=O en el dióxido de carbono y H-O en el agua, se libera:

Número de enlaces formados en un mol x entalpía de enlace

2 enlaces C=O x 801 kJ = 1602 kJ

4 enlaces H-O x 482 kJ = 1928 kJ

 

                             ∑∆H(productos) = 3530 kJ

 

              ∆Hr = ∑∆H(reactivos) - ∑∆H(productos)

 

∆Hr = + 2640 kJ – 3530 kJ

 

                                              ∆Hr = - 890 kJ             Reacción

exotérmica

 

Esta ecuación termoquímica nos dice que cuando se quema un mol de moléculas

de metano con dos moles de moléculas de oxígeno, se obtiene un mol de

moléculas de dióxido de carbono, dos moles de moléculas de agua y 890 kJ de

energía.

Las reacciones de combustión de hidrocarburos desempeñan un papel muy

importante en nuestro estilo de vida actual. Debido a la gran cantidad de energía

que obtenemos de ellas podemos manejar un automóvil, cocinar los alimentos,

encender la calefacción, tomar una ducha tibia y tener a nuestro alcance una

enorme diversidad de productos industriales de uso cotidiano.

Los seres vivos necesitamos energía y la obtenemos de la combustión de los

alimentos, reacciones exotérmicas que liberan cierta cantidad de energía

dependiendo de su composición química. Los humanos empleamos gran parte de

esa energía en mantener nuestra temperatura corporal.

En los procesos físicos de cambio de fase, también existen cambios de entalpía.

Estos procesos son reversibles, de tal manera que la cantidad de energía

necesaria suministrada para pasar de sólido a líquido o de líquido a gas, es

exactamente la misma que se libera cuando se verifican los  procesos contrarios.

Procesos endotérmicos: condensación y solidificación.

Procesos exotérmicos: fusión y evaporación.

 

 

Para lograr que un mol de agua en fase sólida (hielo), a 1 atmósfera de

presión, pase completamente a fase líquida (fusión), el sistema debe absorber

6.01 kJ de energía. Es un proceso endotérmico en el que el ∆H = +6.01 kj.

Si  lleva a cabo el proceso contrario, la solidificación, el proceso es exotérmico y el

sistema desprende 6.01 kJ, ∆H = -6.01 kJ.

 

La determinación de la energía de enlace nos sirve para predecir si una reacción

es exotérmica o endotérmica dependiendo de la estabilidad de las moléculas en

reactivos y productos  considerando que la ruptura de enlaces requiere energía y

la formación de nuevos enlaces, libera energía.

Muchas veces, como vimos anteriormente, no es posible determinar con exactitud

las entalpías de enlace de moléculas poliatómicas, debido a la diversidad de

condiciones químicas que se presentan y sólo podemos obtener cálculos

aproximados de las entalpías.

Resulta más conveniente calcular la variación de la entalpía de reacción, a partir

de las entalpías estándares de formación de reactivos y productos. La entalpía

estándar de formación ∆H0f, es el cambio de energía que se produce cuando un

mol de un compuesto se forma a partir de sus elementos, a presión de una

atmósfera y temperatura de 25 oC. El exponente 0 nos indica estas condiciones de

presión y temperatura, las que se conocen, como condiciones estándares.

Estas entalpías se calculan experimentalmente en un calorímetro a presión

constante y por convención, a los elementos que existen en más de una forma en

condiciones estándares, la más estable, tiene una entalpía de formación igual a

cero.

 

El oxígeno, existe como: O, O2 y O3. La forma más estable a 25 oC y 1

atmósfera de presión es el O2, su entalpía de formación es cero.

 

Si se conocen las entalpías estándares de formación de reactivos y productos, se

puede calcular la entalpía estándar de reacción ∆H0r, con más exactitud. 

Si se tiene una reacción:

aA   +   bB   →   cC   +   dD

La entalpía estándar de reacción, está dada por:

 

∆H0r = ∑∆H(productos) - ∑∆H(reactivos)

 

En donde:

 

∑∆H(reactivos) = [ a∆H0f de A + b∆H0

f de B ]

 

∑∆H(productos) = [ c∆H0f de C + d∆H0

f de D ]

 

a, b, c, y d corresponden al número de moles de A, B, C y D.

La entalpía estándar de formación para un mismo compuesto, es diferente en

cada una de las fases en las que se presente.

 

La entalpía estándar de formación para el:

 

H2O(l) = -285.8 kJ/mol y para el H2O(g) = -241.8 kJ/mol

 

Los cambios de entalpía que se producen en las reacciones químicas se pueden

determinar por:

El método directo. El método indirecto (Ley de Hess).

 

El método directo. Este método se utiliza cuando las reacciones químicas se

completan de manera sencilla, sin productos secundarios que interfieran en la

determinación de la entalpía estándar de formación en un calorímetro a presión

constante. Las reacciones de combustión son un ejemplo de reacciones que

ocurren con limpieza.

Los valores obtenidos de las entalpías de formación ∆H0f, están reportados en

tablas y nos sirven para determinar la entalpía de reacción a partir de ellos

empleando la ecuación anterior. Encontrarás la tabla de datos termodinámicos al

final de esta sección.

 

 

 

Calcular las entalpías de reacción para las siguientes reacciones

químicas:

 

1. C(grafito)   +   O2(g)   →   CO2(g)  

C(grafito)   +   O2(g)   →   CO2(g)

 

                      ∆Hf = 0        ∆Hf = 0     ∆Hf = -393.5 kJ/mol

 

Para los reactivos:

∑∆H0f (reactivos) = [ 1molx0 + 1molx0 ] = 0

 

Para los productos:

 

∑∆H0f (productos) = [ 1molx(-393.5 kJ/mol) ] = -393.5 kJ

 

∆H0r = ∑∆H(productos) - ∑∆H(reactivos)

 

                                                ∆H0r  = -393.5 kJ – ( 0 kJ)

 

                                      ∆H0r  = -393.5 kJ

 

∆H0r  < 0   Reacción exotérmica

 

2.  C2H6(g)   + 3 1/2O2(g)   →   2CO2(g)   +   3H2O(g)      

 

                             C2H6(g)   +   3 1/2O2(g)   →   2CO2(g)              +   3H2O(g)

 

                  ∆Hf = -84.7 kJ        ∆Hf = 0     ∆Hf = -393.5 kJ/mol      ∆Hf = -241.8 kJ

 

Para los reactivos:

 

∑∆H0f (reactivos) = [ 1molx(-84.7 kJ) + 3 1/2molx0 ] = -84.7 kJ

 

Para los productos:

 

∑∆H0f (productos) = [ 2molx(-393.5 kJ/mol) + 3(-241.8 kJ) ] = -1512.4 kJ

 

∆H0r = ∑∆H(productos) - ∑∆H(reactivos)

 

                                                 ∆H0r  = -1512.4 kJ – ( -84.7 kJ)

 

                                       ∆H0r  = -1427.7 kJ

 ∆H0

r  < 0   Reacción exotérmica 

 Ley de Hess

El método indirecto, Ley de Hess. Este método tiene aplicación, cuando en las

reacciones químicas se producen compuestos secundarios que no tienen interés,

cuando se llevan a cabo con demasiada lentitud o los compuestos no se pueden

sintetizar a partir de sus elementos, lo que imposibilita hacer una medición de

manera directa de la entalpía, como en el método anterior.

En estas circunstancias, los cambios de entalpía se pueden calcular tomando

valores de reacciones bien conocidas y aplicar La Ley de Hess.

La Ley de Hess dice: Cuando en una reacción química los reactivos se convierten

en productos, la variación de la entalpía es el mismo independientemente de que

se verifique la reacción en un paso o en una serie de pasos. Esto significa que, si

se separa una reacción en una serie de reacciones con valores de entalpía de

reacción conocidos, se puede calcular ∆H0reacción para la reacción original.

 

Analogía. Si una persona se encuentra en Liverpool, en la Avenida Insurgentes, y

necesita desplazarse al Monumento a Obregón que se encuentra en la misma

avenida hacia el norte y consideramos que no existen semáforos, lo puede hacer

de dos formas. Por la forma directa en automóvil sin hacer paradas y por el forma

indirecta, tomando un microbús que realiza varias paradas para subir y bajar

pasaje. En ambos casos, recorre la misma distancia.

 

 

 

  Calcular la entalpía estándar de formación del metano.

Escribir la ecuación de síntesis del metano

C(grafito)   +  H2(g)   →   CH4(g)

 

Esta reacción no puede efectuarse como está escrita por lo que no es posible

medir el cambio de entalpía de manera directa. En estos casos es cuando se hace

uso del método indirecto y se aplica la ley de Hess.

Se parte de reacciones de combustión del C, H2 y CH4 para las que se conoce con

exactitud los valores del cambio de entalpía de reacción. Se establece:

 

a)                         C(grafito)   +  O2(g)   →   CO2(g)                                 ∆H0r = -393.5 kJ

 

b)                         2H2(g)   +  O2(g)   →  2H2O(l)                                    ∆H0r = -571.6 kJ

 

c)                         CH4(g)   +  2O2(g)   →   CO2(g)   +   2H2O(l)             ∆H0r = -890.4 kJ

 

La ecuación global sólo contiene C e H2 como reactivos y CH4 como producto. De

acuerdo a la ley de Hess, se deben acomodar todas las ecuaciones químicas de

tal manera que, al sumarlas se cancelen las especies que no aparecen en la

ecuación original y únicamente permanezcan los reactivos y productos. Algunas

veces es necesario multiplicar una o todas las ecuaciones por un coeficiente que

permita eliminar las especies que no aparecen en la reacción de interés.

En las ecuaciones a) y b), tanto el C como el H2 están como reactivos, entonces

permanecen como se escribieron. Sin embargo, el CH4 también se encuentra

como reactivo, debe invertirse para quedar del lado de los productos. Al invertir

una ecuación es muy importante cambiar el signo del valor de la entalpía de

reacción, puesto que se debe considerar que si una reacción en un sentido

es exotérmica (∆H0r = -), en el sentido contrario siempre es

endotérmica (∆H0r = +).

Nota: Si una reacción en un sentido es exotérmica, en el sentido contrario es

endotérmica y el valor de (∆H0r), en ambos procesos, es el mismo.

 

Se invierte la ecuación c) y se cambia el signo de ∆H0r:

 

 

Calcular la entalpía estándar de formación del acetileno a partir de sus

elementos.

La ecuación para la formación del acetileno es:

 

C(grafito)   +  H2(g)   →   C2H2(g)

 

Se establecen las ecuaciones de combustión para el C, H2 y C2H2 con sus cambios

de entalpías: 

 

a)                         C(grafito)   +  O2(g)   →   CO2(g)                                ∆H0r = -393.5 kJ

 

b)                         2H2(g)   +  O2(g)   →  2H2O(l)                                   ∆H0r = -571.6 kJ

 

c)                       2C2H2(g)   +  5O2(g)   →   4CO2(g)   +  2H2O(l)        ∆H0r = -2598.8 kJ

 

 

El C y el H2 se encuentran como reactivos, al igual que en la ecuación global, el

C2H2 también está como reactivo por lo que se debe invertir la ecuación y quede

como producto; no olvidar cambiar el signo de la entalpía para esta ecuación.

 

d)           4CO2(g)   +  2H2O(l)   →     2C2H2(g)   +  5O2(g)                  ∆H0r = +2598.8 kJ

 

Para eliminar las especies que no intervienen en la ecuación global, es necesario

multiplicar la ecuación a) por 4 para igualar el número de O2 y CO2 en ambos

lados, el valor de la entalpía de reacción de esta ecuación, debe multiplicarse de la

misma manera, por el mismo factor.

 

e)                     4C(grafito)   + 4O2(g)   →   4CO2(g)         ∆H0r = 4(-393.5 kJ) = -1574 kJ

 

 

Para llegar a la ecuación global, la ecuación anterior se divide entre dos, sin

olvidar la entalpía de reacción:

 2C(grafito)   +  H2(g)   →   C2H2(g)                ∆H0

r = +226.6 kJ 

Entropia

En la naturaleza todos los procesos que se realizan, son procesos que tienden a

adquirir estados energéticos más estables, esto es, conseguir disminuir la energía

contenida del sistema. Esta situación se logra, al desprender parte de la energía y

emplearla para realizar trabajo útil.

De acuerdo con la primera ley de la termodinámica, la energía total del universo se

conserva, es decir,en todo proceso natural la energía se conserva pero dicha

energía tiende a dispersarse y se vuelve menos aprovechable. (La energía se

conserva en cantidad  pero no en calidad).

Uno de los principales objetivos de la termodinámica es predecir si un proceso

ocurrirá o no de manera espontánea en ciertas condiciones. En los laboratorios y

en la industria es de gran utilidad conocer los factores que influyen en la

espontaneidad de las reacciones para valorar su viabilidad. También es útil para

entender los complicados procesos biológicos.

A una reacción que ocurre en ciertas condiciones se le llama reacción espontánea

y si no se verifica en esas condiciones es una reacción no espontánea. Cabe

aclarar, que si un proceso se lleva a cabo en ciertas condiciones no

necesariamente ocurre en dirección opuesta bajo las mismas condiciones.

Un proceso es reversible, cuando el cambio que sufre el sistema se efectúa de tal

forma que se puede devolver a su estado original, sin que haya cambio neto en el

sistema ni en el entorno. Un proceso irreversible es aquel en el que no se puede

devolver el sistema y el entorno a su estado original.

 

De estas situaciones, se derivan dos conceptos importantes:

Siempre que un sistema químico está en equilibrio, los reactivos y productos se

interconvierten reversiblemente.

En todo proceso espontáneo, el camino que va de reactivos a productos es

irreversible.

 

   Muchos procesos físicos y químicos ocurren de forma espontánea en

la naturaleza:

El agua de una cascada cae pero nunca sube espontáneamente. Al dejar caer un huevo se rompe y no se une espontáneamente. El hielo se funde a temperatura ambiente y no se congela

espontáneamente.

El sodio reacciona con el agua para formar hidróxido de sodio e hidrógeno y nunca el hidrógeno reacciona con el hidróxido espontáneamente para formar sodio y agua.

El calor fluye de un sistema de mayor temperatura a uno de menor y no espontáneamente al contrario.

Se ha observado que numerosos procesos exotérmicos son espontáneos, pero

también que algunos no lo son y que procesos endotérmicos son espontáneos.

Esto nos indica que existe otro factor que influye sobre la espontaneidad y es la

entropía, S.

De aquí se desprende la Segunda Ley de la Termodinámica: (existen diversas maneras de expresarla)

Los procesos naturales ocurren sólo en una dirección, la de la máxima dispersión de energía.

La entropía del universo aumenta en el curso de todo proceso natural.

Clausius: Todo proceso cíclico cuyo único efecto final sobre los alrededores sea transferir calor de un cuerpo frío a un cuerpo caliente, es imposible.

Kelvin-Planck: Todo proceso cíclico cuyo único efecto final sobre los alrededores sea absorber calor de un cuerpo y convertirlo íntegramente en trabajo, es imposible.

Para entender la entropía, se analizará que sucede a nivel microscópico en un

sistema determinado.

En un sólido, las partículas están juntas en una posición fija, sólo existen

movimientos de vibración. En un líquido se encuentran más separadas y en un

gas aún más. Cuando aumenta la temperatura del gas, la energía cinética de las

partículas es mayor y la separación entre ellas se incrementa. Esto nos muestra

que cuando la cantidad de energía de un sistema aumenta, la entropía también lo

hace debido a la dispersión de la materia o desorden en el sistema.

 

S sólido< S líquido < S gas < S gas a mayor temperatura

 

La entropía por lo tanto se define como el grado de dispersión de la energía

o el grado de desorden de la materia en un sistema. La entropía no puede

decrecer naturalmente, por lo tanto, un sistema que la disminuya será sumamente

improbable.

 

El agua líquida a temperatura ambiente y a presión atmosférica es

imposible que se transforme en hielo.

La entropía estándar de una sustancia es la entropía absoluta a 1 atmósfera de

presión y 25 0C, casi siempre es positiva y a diferencia de las entalpías de

formación para los elementos en su forma más estable, también tienen un valor.

La entropía, es una función de estado y cuando un sistema cambia de un estado a

otro se tiene:

 

∆S0 = S0f – S0

i

 

El valor de la entropía del agua líquida es mayor que en el agua sólida, por lo

tanto: 

                 

 ∆S0 < 0 = -  

La conexión entre la entropía y la espontaneidad de un proceso queda expresada

en la segunda ley de la termodinámica: la entropía del universo aumenta en un

proceso espontáneo y se mantiene constante en uno en equilibrio.

Por lo que se deduce:

 

S universo > O  El proceso puede ocurrir, es espontáneo e irreversible.

S universo < O  El proceso es en extremo improbable, no es espontáneo.

S universo= O  El proceso es reversible, puede ocurrir en ambas direcciones.

 

Como podemos observar, la entropía aumenta al agregar energía térmica al

sistema para cambiar de fase, de tal manera que si el cambio de calor ocurre a

presión constante, estamos hablando de un cambio de entalpía. Cuando la

entalpía de un sistema decrece a un valor en el que la entropía alcanza un valor

mínimo, a cero grados kelvin, se toma en consideración otro principio, la tercera

ley de la termodinámica, que establece:

A cero grados kelvin, la entropía de un cristal perfecto es igual a cero.

El cambio de la entropía depende del cambio de la entalpía en el sistema entre la

temperatura absoluta, debido a que entre menor sea ésta, mayor es el cambio en

el sistema:

 

∆Ssistema =  ∆H

                   T

 

Los valores de la entropía son pequeños, por lo que se expresan en J/K mol, para

un mol de sustancia.

Para el entorno, por consiguiente se tiene:        

    

                                                                      ∆Sentorno = - ∆H

                       T

 

Y para el cambio total en condiciones estándares:

 

∆S0 universo  = ∆S0

sistema + ∆S0entorno

 

Para calcular el cambio de entropía de un sistema en el que ocurre una reacción

química:

 

aA   + bB   →   cC   + dD

 

∆S0reacción = ∑ nS0

produtos – ∑nS0reactivos

 

La entropía nos sirve para predecir la espontaneidad de una reacción química.

 

Predecir cómo será el cambio de la entropía en condiciones estándares

de las siguientes reacciones y establecer con base en éste su espontaneidad.

 

a) CaCO3(s)   →   CaO(s)   +   CO2(g)

b) 2H2(g)   +   O2(g)   →   2H2O(l)

c) H2(g)   +   Cl2(g)   →   2HCl(g)

 

a) El carbonato de calcio sólido tiene un valor de entropía bajo y se descompone

en óxido de calcio sólido con un menor valor de entropía por contener menor masa

fórmula y en un gas que tiene mayor entropía. De estas consideraciones se

deduce que el cambio de entropía en los productos es mayor con respecto a los

reactivos, por tal motivo el ∆S0reacción es mayor que cero, proceso espontáneo.

Al realizar cálculos:

CaCO3(s)   →   CaO(s)   +   CO2(g)

                                       

 ∆S0 reacción = ∆S0 productos – ∆S0 reactivos

  

             ∆S0 reacción = 253.4 J/k – 92.9 J/k = 160. 5 J/k

  

∆S0 reacción > 0 Proceso espontáneo 

b) Dos moles de hidrógeno gas reaccionan con un mol de oxígeno gas con un

valor alto de entropía para formar dos moles de agua líquida, el sistema se

ordena, hay una disminución en la entropía.

2H2(g)   +   O2(g)   →   2H2O(l)

 S0 = 131 J/k mol    +   S0 = 39.8 J/k mol → S0  =69.9 Jk mol    

 

∆S0 reacción = ∆S0 productos – ∆S0 reactivos

 ∆S0 reacción = 139.8 J/k –467 J/k = -327.2J/k

  

∆S0 reacción < 0 Proceso no espontáneo

 

c) Un mol de hidrógeno gas reacciona con un mol de cloro gas para obtener dos

moles de ácido clorhídrico gas. En este caso el valor de la entropía es positivo o

negativo pero con un valor pequeño.

 

H2(g)   +   Cl2(g)   →   2HCl(g)  

S0 = 131 J/k mol    +    S0 = 223 J/k mol   →   S0  = 187 J/kmol    

  

∆S0 reacción = ∆S0 productos – ∆S0 reactivos

  

∆S0 reacción = 374 J/k – 354 J/k= +20 J/k  

 ∆S0 reacción > 0 Proceso espontáneo

 

Como hemos visto en las reacciones anteriores, el cambio en la entropía nos

muestra si un proceso es espontáneo o no en función de ella. Pero debemos

considerar además el cambio de la entalpía. Un cambio en la entalpía de un

sistema, transfiere energía al entorno, lo que produce un desornen en el universo,

por lo que:

 

∆S entorno = - ∆H sistema

              T

 

 Cuando se hace reaccionar nitrógeno gas con hidrógeno gas a

temperatura ambiente, se obtiene amoniaco gas. ¿A esta temperatura la reacción

es espontánea?

 

N2(g)   +   3H2(g)   →  2NH3(g)

 

Nos damos cuenta que en un sistema en el que disminuye el número de moles

gaseosos, el cambio de la entropía disminuye, por lo que se espera que el ∆S0r 

sea positivo, entonces hay que analizar el cambio de la entropía del universo:

 

N2(g)   +   3H2(g)   →  2NH3(g)                                ∆H0r = -92.6 kJ

 

S0 = 191.5 J/k mol + S0 = 131 J/k mol   →   S0 = 193 J/k mol 

  

∆S0 reacción = ∆S0 productos – ∆S0 reactivos

 ∆S0 reacción = 386J/k– 584.5 J/k = -198.5 J/k

  

∆S0 reacción < 0 Proceso no espontáneo

 ∆S0 entorno = - ( -92.6 kJ)  = - 0.310 kJ = +310 J/k

298k 

                                 ∆S0 universo = ∆S0

sistema + ∆S0entorno

                                   ∆S0

universo  = -198.5 J/k + 310 J/k  

                     ∆S0 universo  = 111.5 J/k  Reacción espontánea a 25 0C

  

Energia libre  

Para determinar si un proceso es o no espontáneo, hay que tomar en

consideración la variación de la entalpía y de la entropía, puesto que algunas

veces se contradicen. Por un lado, la entalpía nos dice que un proceso tiende a la

espontaneidad, mientras que la entropía manifiesta lo contrario. Así, es necesario

evaluar a ambas para establecer si un proceso definitivamente es o no

espontáneo en ciertas condiciones.

La energía libre de Gibbs es: la energía liberada por un sistema para realizar

trabajo útil a presión constante. Ésta se representa con el símbolo G y considera

ambos cambios de tal forma que:

∆G = ∆H – T∆S

 

La variación de la energía libre ∆G, es una función de estado y tiene unidades de

energía. Así, si en una reacción química se libera trabajo útil sin importar lo que

ocurra en el universo el ∆G es negativo y por lo tanto será una reacción

espontánea, puesto que considera la dispersión de la energía ∆H = - y la

dispersión de la materia ∆S = + en el sistema.

De esta manera, si una reacción ocurre a bajas temperaturas con un cambio

pequeño de entropía, entonces el término TS será insignificante y  G dependerá

principalmente de H.

Las reacciones endotérmicas ocurren solamente si TS es grande. La temperatura

tiene que ser alta o tiene que haber aumento grande en la entropía para que

predomine este término y sea el que determine el valor del ∆G.

Si:

∆G < 0   La reacción es espontánea en el sentido establecido.

∆G > 0   La reacción no es espontánea en el sentido establecido.

∆G = 0   El sistema está en equilibrio.

La energía estándar de reacción, es el cambio de la energía estándar de

productos menos el cambio de la energía estándar de reactivos

 

∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos – ∑n ∆G0 reactivos

 

Se considera para los elementos en su forma más estable en condiciones

estándares ∆G0 = 0.

 

Calcular la variación de la energía libre a 25 0C y 1 atmósfera de presión

para la siguiente reacción y establecer si es o no espontánea.

 

CH4(g)   +   2O2(g)   →   CO2(g)   +   2H2O(l)

 

 ∆G0 = -32.89 kJ/mol   +   ∆G0 = 0      ∆G0 = -394.4 kJ/mol   +   ∆G0 = -237.2 kJ/mol

 

 

∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos   –   ∑n ∆G0 reactivos

 

∆G0 reacción = -868.8 kJ – (-32.89 kJ)

 

∆G0 reacción = -835.91 kJ

 

∆G0 reacción < 0     Reacción espontánea

 

Si la reacción se lleva a cabo a otra temperatura, es necesario hacer una

corrección y se utiliza:

 

∆G0 reacción = ∆H0 reacción – T∆S0 reacción

 

Si la reacción se realiza a 400 K, se calcula:

∆H0 reacción = -890.4 kJ

 

 

∆S0 reacción = 353.4 J/K – 186.19 J/K =167.21 J/K

 

Nota: El valor de S0 por ser pequeño está reportado en J/K mol

 

∆G0 reacción = ∆H0 reacción – T∆S0 reacción

 

  

∆G0 reacción = -957.28     Reacción espontánea