Parte 1: Fundamentos de Termodinámica y Termoquímica

La termodinámica estudia los intercambios energéticos en los procesos físicos, químicos o biológicos. La parte que se centra en el estudio del intercambio de energía en las reacciones químicas se denomina termoquímica.

Sistema Termodinámico

Es la parte del universo perfectamente delimitada, sometida a estudio, y el entorno o parte del universo que lo rodea.

Clasificación de Sistemas Termodinámicos

• Sistema abierto: intercambia materia y energía.
• Sistema cerrado: intercambia energía pero no materia.
• Sistema aislado: no intercambia ni materia ni energía.

Función de Estado

Variables termodinámicas con un valor definido para cada estado del sistema, y cuyas variaciones solo dependen del estado inicial y final del sistema termodinámico (y no del camino seguido). Ejemplos: temperatura (T), presión (p), volumen (V), etc. NO es una variable o función de estado: aquella magnitud cuyo valor depende de cómo evoluciona el sistema para llegar a él. Ejemplos: calor (Q) y trabajo (W).

Primer Principio de la Termodinámica

La energía intercambiada por un sistema en un proceso coincide con la intercambiada por el entorno de ese sistema: ΔE_sistema = -ΔE_entorno → ΔE_sistema + ΔE_entorno = 0.

Primer Principio en Sistemas Cerrados

La variación de la energía interna (ΔU) de un sistema es la suma de la energía intercambiada mediante calor (Q) y de la energía intercambiada mediante trabajo (W) entre el sistema y el entorno. ΔU = Q + W.

Trabajo (W)

Forma de transferir energía entre dos sistemas físicos, que se produce como consecuencia de procesos donde intervienen fuerzas y desplazamientos. Se mide en Julios (J).

Calor (Q)

Forma de transferir energía entre dos sistemas físicos, que se produce por el hecho de encontrarse ambos a diferente temperatura. Se mide en calorías.

Trabajo de Expansión (W_EXP)

W_EXP = -p · ΔV

Calor de Reacción (Q)

Es la energía térmica que se desprende o se absorbe en una reacción química. Se mide en J o J/mol.

Entalpía (H)

La suma de otras tres funciones de estado: energía interna, presión y volumen. H = U + PV. Se trabaja en variaciones: ΔH = Q_P. Si ΔH > 0: endotérmica.

Diagramas Entálpicos

Representan gráficamente los cambios de entalpía. Eje x: avance de la reacción. Eje y: entalpía.

Variación de Entalpía en Estado Estándar

Variación de la entalpía cuando: P = 100000 Pa y T = 298 K.

Entalpía Estándar de Formación (ΔH⁰_f)

Es la variación de la entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de sustancia, en estado estándar, a partir de los elementos en dicho estado, a los que se les asigna una entalpía de formación = 0.

Relación entre Entalpía de Reacción y Entalpías de Formación

La entalpía estándar de una reacción es igual a la diferencia entre la suma de las entalpías estándar de formación de los productos y la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos, multiplicadas ambas por los moles que indica la estequiometría de la reacción. ΔH⁰_r = ∑(n_P · ΔH⁰_fP) − ∑(n_R · ΔH⁰_fR)

Entalpía de Enlace

Es la variación de entalpía o calor liberado, en condiciones estándar de 1 atmósfera y 25 °C, que acompaña a la reacción de formación de un mol de enlaces a partir de los átomos aislados en estado gaseoso. Se puede relacionar con la entalpía estándar de reacción: ΔH⁰_r = ∑(n_ER · |ΔH⁰_E|) − ∑(n_EF · |ΔH⁰_E|)

Parte 2: Entropía y Energía Libre de Gibbs

Ley de Hess

La variación de la entalpía en una reacción química, ΔH, es la misma, independientemente de que la reacción se efectúe en una o varias etapas. ΔH = ∑n_i · ΔH_i.

Entropía (S)

Es una función de estado que mide el grado de desorden de un sistema. La entropía aumenta con el desorden molecular y disminuye con el orden molecular. De forma general: S_Sólidos < S_Líquidos < S_Gases.

Segundo Principio de la Termodinámica

En todos los procesos espontáneos (irreversibles) la entropía total del universo aumenta: ΔS_Universo = ΔS_Sistema + ΔS_Entorno > 0 J/K.

Entropía Estándar (S⁰)

Entropía medida a 100000 Pa de presión y 25 °C (298 K).

Tercer Principio de la Termodinámica

La entropía de una sustancia cristalina perfecta (sin defectos ni impurezas) es cero, en el cero absoluto de temperatura (0 K).

Variación de Entropía Estándar de Reacción (ΔS⁰)

ΔS⁰ = ∑n_P · S⁰_P − ∑n_R · S⁰_R

Energía Libre de Gibbs (G)

Función de estado que relaciona la entalpía de un sistema con su entropía, permitiendo determinar si una reacción química será espontánea o no.

G = H − T · S

Experimentalmente, se usa: ΔG = ΔH − T · ΔS, expresado en J.

Variación de Energía Libre de Gibbs en Condiciones Estándar

Medida a 100000 Pa de presión y 25 °C (298 K). ΔG⁰ = ΔH⁰ − T · ΔS⁰.

Energía Libre de Gibbs Estándar de Formación (ΔG⁰_f)

Es la variación de la energía libre de Gibbs que acompaña al proceso de formación de un mol de sustancia, en estado estándar, a partir de los elementos en dicho estado. A la variación de la energía libre de Gibbs estándar de formación de los elementos en su forma más estable (en condiciones estándar) se le asigna un valor de cero.

Variación de Energía Libre de Gibbs Estándar de Reacción (ΔG⁰)

ΔG⁰ = ∑n_P · ΔG⁰_fP − ∑n_R · ΔG⁰_fR

Criterio de Espontaneidad de Reacciones Químicas

El criterio para decir si una reacción química es espontánea o no, será el signo de la variación de la energía libre de Gibbs de la reacción, ΔG, suponiendo que el proceso tiene lugar a presión y temperatura constantes.

• Si ΔG < 0 → La reacción es espontánea.
• Si ΔG > 0 → La reacción no es espontánea.
• Si ΔG = 0 → La reacción está en equilibrio (no evoluciona).