11.4: Entropía y entalpía

Resultados de aprendizaje

• Recordemos el significado de exotérmico y endotérmico.
• Definir entropía.
• Predecir si el cambio de entropía para una reacción está aumentando o disminuyendo.

Anteriormente, aprendiste que las reacciones químicas absorben o liberan energía a medida que ocurren. El cambio en la energía es un factor que permite a los químicos predecir si ocurrirá una determinada reacción. En esta lección, aprenderá sobre una segunda fuerza impulsora para las reacciones químicas llamada entropía.

La entalpía como fuerza impulsora

La gran mayoría de las reacciones naturales son exotérmicas. En una reacción exotérmica, los reactivos tienen una cantidad relativamente alta de energía en comparación con los productos. A medida que avanza la reacción, la energía se libera en los alrededores. Se puede pensar que la baja energía proporciona un mayor grado de estabilidad a un sistema químico. Dado que la energía del sistema disminuye durante una reacción exotérmica, los productos del sistema son más estables que los reactivos. Podemos decir que una reacción exotérmica es una reacción energéticamente favorable.

Si el impulso hacia una energía más baja fuera la única consideración para determinar si una reacción es capaz de ocurrir, esperaríamos que las reacciones endotérmicas nunca pudieran ocurrir espontáneamente. En una reacción endotérmica, la energía se absorbe durante la reacción, y los productos tienen así una mayor cantidad de energía que los reactivos. Esto significa que los productos son menos estables que los reactivos. Por lo tanto, la reacción no ocurriría sin alguna influencia externa como el calentamiento persistente. Sin embargo, las reacciones endotérmicas ocurren espontáneamente o naturalmente. Debe haber otra fuerza impulsora además del cambio de entalpía que ayude a promover la reacción química espontánea.

La entropía como fuerza impulsora

Un proceso endotérmico muy sencillo es el de un cubito de hielo derretimiento. La energía se transfiere de la habitación al cubito de hielo, lo que hace que cambie del estado sólido al líquido.

\[\ce{H_2O} \left( s \right) + 6.01 \: \text{kJ} \rightarrow \ce{H_2O} \left( l \right)\]

El estado sólido del agua, el hielo, está altamente ordenado porque sus moléculas están fijadas en su lugar. El proceso de fusión libera a las moléculas de agua de su red de enlaces de hidrógeno y les permite un mayor grado de movimiento. El agua está más desordenada que el hielo. El cambio del estado sólido al líquido de cualquier sustancia corresponde a un incremento en el desorden del sistema.

Existe una tendencia en la naturaleza a que los sistemas avancen hacia un estado de mayor desorden o aleatoriedad. La entropía es una medida del grado de aleatoriedad o trastorno de un sistema. La entropía es un concepto fácil de entender a la hora de pensar en situaciones cotidianas. Cuando las piezas de un rompecabezas son arrojadas de la caja, las piezas golpean naturalmente la mesa en un estado muy aleatorio. Para armar el rompecabezas, se debe realizar una gran cantidad de trabajo de cúpula para superar la entropía natural de las piezas. La entropía de una habitación que ha sido limpiada y organizada recientemente es baja. A medida que pasa el tiempo, es probable que se vuelva más desordenado, y así su entropía aumentará (ver figura a continuación). La tendencia natural de un sistema es que su entropía aumente.

Figura\(\PageIndex{1}\): La habitación desordenada de la derecha tiene más entropía que la habitación muy ordenada de la izquierda. El impulso hacia un aumento de la entropía es la dirección natural de todos los procesos.

Las reacciones químicas también tienden a proceder de tal manera que aumentan la entropía total del sistema. ¿Cómo se puede saber si una determinada reacción muestra un aumento o una disminución de la entropía? Los estados de los reactivos y los productos proporcionan ciertas pistas. Los siguientes casos generales ilustran la entropía a nivel molecular.

1. Para una sustancia dada, la entropía del estado líquido es mayor que la entropía del estado sólido. De igual manera, la entropía del gas es mayor que la entropía del líquido. Por lo tanto, la entropía aumenta en los procesos en los que los reactivos sólidos o líquidos forman productos gaseosos. La entropía también aumenta cuando los reactivos sólidos forman productos líquidos.
2. La entropía aumenta cuando una sustancia se descompone en múltiples partes. El proceso de disolución aumenta la entropía debido a que las partículas de soluto se separan entre sí cuando se forma una solución.
3. La entropía aumenta a medida que aumenta la temperatura. Un aumento en la temperatura significa que las partículas de la sustancia tienen mayor energía cinética. Las partículas que se mueven más rápido tienen más desorden que las partículas que se mueven más lentamente a una temperatura más baja.
4. La entropía generalmente aumenta en reacciones en las que el número total de moléculas de producto es mayor que el número total de moléculas reaccionantes. Una excepción a esta regla es cuando se forman productos no gaseosos a partir de reactivos gaseosos.

Los ejemplos a continuación servirán para ilustrar cómo se puede predecir el cambio de entropía en una reacción.

\[\ce{Cl_2} \left( g \right) \rightarrow \ce{Cl_2} \left( l \right)\]

La entropía está disminuyendo porque un gas se está convirtiendo en líquido.

\[\ce{CaCO_3} \left( s \right) \rightarrow \ce{CaO} \left( s \right) + \ce{CO_2} \left( g \right)\]

La entropía va en aumento porque se está produciendo un gas, y el número de moléculas va en aumento.

\[\ce{N_2} \left( g \right) + 3 \ce{H_2} \left( g \right) \rightarrow 2 \ce{NH_3} \left( g \right)\]

La entropía está disminuyendo debido a que cuatro moléculas reaccionantes totales están formando dos moléculas de producto totales. Todos son gases.

\[\ce{AgNO_3} \left( aq \right) + \ce{NaCl} \left( aq \right) \rightarrow \ce{NaNO_3} \left( aq \right) + \ce{AgCl} \left( s \right)\]

La entropía está disminuyendo debido a que se forma un sólido a partir de reactivos acuosos.

\[\ce{H_2} \left( g \right) + \ce{Cl_2} \left( g \right) \rightarrow 2 \ce{HCl} \left( g \right)\]

El cambio de entropía es desconocido (pero probablemente no cero) porque hay igual número de moléculas en ambos lados de la ecuación, y todas son gases.

Colaboradores y Atribuciones

• CK-12 Foundation by Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson, and Jean Dupon.

• Allison Soult, Ph.D. (Department of Chemistry, University of Kentucky)