Calculadora de termoquímica

La termoquímica es la contabilidad de la energía en las reacciones químicas: adónde va la energía, en qué cantidades y con qué calendario. Su moneda central es el calor (q, julios), que se mide dejando que una reacción transcurra dentro de un calorímetro y observando cómo cambia la temperatura de una masa conocida de agua. La regla maestra es la primera ley: la energía se conserva, nunca se crea ni se destruye, solo se traslada entre los enlaces químicos y el entorno; y todo lo de esta página (calor específico, ley de Hess, entalpías de formación, energía libre de Gibbs) es esa misma ley con distintos disfraces.

La temperatura mide el movimiento medio de las moléculas; el calor es la energía total transferida cuando ese movimiento cambia. El panel de calor específico usa q = mcΔT para convertir entre ambos: la muestra calienta 100 g de agua (c = 4,184 J/g·°C) de 20 °C a 80 °C, lo que requiere q = 100 × 4,184 × 60 = 25104 J = 25,104 kJ, absorbidos de forma endotérmica. La c inusualmente grande del agua es la razón por la que es el refrigerante preferido y el volante térmico del clima: los mismos julios que harían oscilar violentamente la temperatura de una olla metálica apenas mueven la de un hervidor. El calor específico tan elevado del agua se debe al enlace de hidrógeno: cada julio debe deshacer en parte la red antes de que las moléculas puedan acelerarse.

El cambio de entalpía de una reacción es simplemente la diferencia contable: ΔH ≈ ΣEE(rotos) − ΣEE(formados). Romper los enlaces H–H (436) y Cl–Cl (243) cuesta 679 kJ/mol; formar dos enlaces H–Cl (431 cada uno) devuelve 862 kJ/mol; la muestra del panel de energías de enlace da un neto de −183 kJ/mol, exotérmico: H₂ + Cl₂ → 2HCl libera calor porque los productos retienen sus átomos con más fuerza de lo que lo hacían los reactivos. La convención de signos es universal: un ΔH negativo significa que el sistema libera calor (exotérmico, como la combustión); positivo significa que lo absorbe (endotérmico, como la fusión del hielo).

Como la entalpía es una función de estado, puede construir cualquier reacción a partir de cualquier escalera conveniente de pasos conocidos y sumar las entalpías: la suma no depende del camino. La contabilidad se normaliza mediante las entalpías estándar de formación, ΔH°_f: la entalpía para formar un mol de compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar, lo que hace que el valor de cada elemento sea cero por definición. La muestra del panel de formación es el arquetipo: C(s) + O₂(g) → CO₂(g) es (0 + 0) a la izquierda y −393,5 a la derecha, así que ΔH°_rxn = −393,50 kJ/mol. La tabla de referencia de arriba está pensada precisamente para este tipo de suma: productos menos reactivos, cada uno multiplicado por su coeficiente estequiométrico.

La entropía (S) cuenta cuántas disposiciones microscópicas tiene un estado: el gas supera al líquido, y el líquido al cristal; las mezclas superan a las sustancias puras. La segunda ley exige que la entropía del universo aumente en cualquier proceso espontáneo, lo que se divide limpiamente: ΔS_univ = ΔS_sist + ΔS_entorno, donde la parte del entorno es ΔS_entorno = −ΔH/T: las reacciones exotérmicas dispersan calor en el entorno y elevan su entropía. La muestra del panel de entropía: un −100 kJ/mol exotérmico a 298 K vierte +335,570 J/mol·K en el entorno; con ΔS_sist = 150, el universo gana 485,570 J/mol·K y el proceso es espontáneo.

J. Willard Gibbs reunió ambos libros en un solo número: ΔG = ΔH − TΔS. La muestra del panel de Gibbs recorre una reacción favorable pero desordenada (ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K a 298 K) y devuelve ΔG = −100 − 298(−0,05) = −85,10 kJ/mol, espontánea. Vale la pena memorizar las cuatro combinaciones de signos: exotérmico + entropía que aumenta es siempre espontáneo; endotérmico + entropía que disminuye nunca lo es; los dos casos mixtos dependen de la temperatura, que es exactamente por qué el hielo solo se funde por encima de 273 K (TΔS supera a ΔH). En el equilibrio ΔG = 0, y la energía libre estándar se conecta con la constante de equilibrio mediante ΔG° = −RT ln K.

• Exotérmico significa espontáneo. No: el libro de la entropía también debe cuadrar. Disolver muchas sales es endotérmico y, sin embargo, espontáneo, porque la ganancia de desorden paga la cuenta.
• Calor y temperatura son lo mismo. Una bañera a 30 °C contiene mucho más calor que una taza a 90 °C; q = mcΔT dice que la masa y la capacidad calorífica también tienen voto.
• Formar enlaces requiere energía. Es al revés: la formación de enlaces siempre libera energía, y esa energía liberada es precisamente lo que cobran las reacciones exotérmicas.
• Las energías de enlace predicen ΔH con exactitud. Son promedios sobre muchas moléculas; el signo ≈ de la fórmula del panel es honesto. Las entalpías de formación son la herramienta exacta.

Herramientas relacionadas: Equilibrio químico (donde ΔG° se encuentra con K), Leyes de los gases (el trabajo PΔV con el que intercambia calor) y Cinética (espontáneo no es lo mismo que rápido).