ΔG, entalpía, entropía y equilibrio — cuándo y por qué ocurren las reacciones
Perfil de reacción y catalizadores
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Reacción exotérmica: los productos tienen menos energía que los reactivos. ΔH negativo.
ΔG, entalpía, entropía y equilibrio — la energética de las reacciones
La termodinámica física estudia máquinas de calor, ciclos de Carnot y la entropía del universo. La termodinámica química responde a una pregunta distinta: ¿ocurrirá esta reacción? y ¿hasta dónde llegará? Conecta la energía con el equilibrio molecular y es la base de la química industrial moderna.
ΔH mide el calor intercambiado a presión constante. Si ΔH < 0 la reacción es exotérmica(libera calor — los productos tienen menos energía). Si ΔH > 0 es endotérmica (absorbe calor). Pero ΔH solo no determina la espontaneidad: el hielo se derrite a temperatura ambiente aunque ΔH > 0.
La barrera de activación Ea es la energía necesaria para iniciar la reacción. Un catalizador reduce Ea sin cambiar los niveles energéticos de reactivos y productos — y por tanto sin cambiar ΔH.
La entropía mide el número de microestados posibles. Un gas tiene más entropía que un líquido; una molécula grande más que una pequeña. Cuando una reacción produce más moles de gas o especies más desordenadas, ΔS > 0. La naturaleza tiende a maximizar la entropía total del universo — y esto compite con (o coopera con) la entalpía.
ΔG = ΔH − T·ΔS combina entalpía y entropía en un único criterio: si ΔG < 0, la reacción es espontánea a esa temperatura. Si ΔG > 0, no lo es. Si ΔG ≈ 0, el sistema está en equilibrio.
La temperatura juega un papel clave: a T alta el término −T·ΔS domina; a T baja domina ΔH. Por eso algunas reacciones solo son espontáneas por encima (o por debajo) de cierta temperatura.
En el equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa son iguales. La constante Kₑq = [productos] / [reactivos] (expresada en concentraciones elevadas a sus coeficientes estequiométricos). Si Kₑq >> 1, los productos están favorecidos; si Kₑq << 1, los reactivos. La relación ΔG° = −RT·ln(Kₑq) permite calcular una de las dos magnitudes conociendo la otra.
El proceso Haber-Bosch sintetiza amoniaco (NH₃) desde N₂ y H₂. Sin él, no existiría suficiente fertilizante para alimentar a la población mundial actual. El principio de Le Chatelier dicta las condiciones óptimas:
Sin el catalizador, habría que subir la temperatura tanto que el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos, haciendo el proceso inviable industrialmente. Haber y Bosch recibieron sendos premios Nobel por este desarrollo.