Sistemas Químicos y Termodinámica

Los procesos termodinámicos se clasifican según qué variables se mantienen constantes. En los procesos isotérmicos, la temperatura no cambia, por lo que toda la energía interna depende del calor intercambiado $Q = -W$.

Los procesos isócoros mantienen el volumen constante, mientras que los procesos isobáricos mantienen la presión constante. En estos últimos es donde aparece la entalpía (H), que es igual a H = U + PV.

En los procesos adiabáticos no hay intercambio de calor con el exterior, por lo que toda la variación de energía interna viene del trabajo realizado $ΔU = W$.

El primer principio de la termodinámica establece que la energía no se crea ni se destruye: Q = ΔU + W. Esta ecuación fundamental conecta el calor, la energía interna y el trabajo.

¡Ojo! La diferencia entre QP y QV es importante solo para gases, donde PV = nRT hace que la diferencia sea significativa.

La entalpía estándar de reacción se calcula cuando reactivos y productos están a 1 atm y 25°C: ΔH°r = Σnp·ΔH°fp - Σnr·ΔH°fr.

Espontaneidad y Energía de Gibbs

La energía de Gibbs $ΔG = ΔH - TΔS$ te dice si una reacción va a ocurrir espontáneamente o no. Es la ecuación más importante para predecir reacciones.

La entropía (S) mide el desorden del sistema. Una sustancia cristalina perfecta a 0 K tiene entropía cero, pero en condiciones normales siempre hay algo de desorden.

Dependiendo de los signos de ΔH y ΔS, puedes predecir cuándo será espontánea una reacción:

• Si ΔH < 0 y ΔS > 0: espontánea a cualquier temperatura
• Si ΔH > 0 y ΔS < 0: nunca espontánea
• Si ambos son negativos: espontánea a temperaturas bajas
• Si ambos son positivos: espontánea a temperaturas altas

Truco de examen: Cuando ΔG < 0, la reacción es espontánea. Si ΔG > 0, necesitas energía externa para que ocurra.