Termochimia (entalgie, entropie, energia liberă Gibbs)

Termochimia este ramura chimiei care studiază schimburile de energie (căldură) care însoțesc reacțiile chimice și transformările fizice. În centrul acestei discipline se află conceptul de entalpie (H), o măsură a conținutului total de energie al unui sistem la presiune constantă. Variația de entalpie (ΔH) indică dacă o reacție este exotermă (ΔH < 0, degajă căldură) sau endotermă (ΔH > 0, absoarbe căldură).

De exemplu, arderea metanului: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l), ΔH = -890 kJ/mol, este puternic exotermă. Entropia (S) reprezintă gradul de dezordine sau haos al unui sistem; spontaneitatea unei reacții este favorizată de creșterea entropiei (ΔS > 0). A doua lege a termodinamicii afirmă că într-un proces spontan, entropia totală a universului crește.

Energia liberă Gibbs (G) leagă entalpia și entropia printr-o formulă fundamentală: ΔG = ΔH - TΔS, unde T este temperatura absolută (în Kelvin). Semnul ΔG determină spontaneitatea: ΔG < 0 înseamnă reacție spontană (favorabilă termodinamic), ΔG = 0 indică echilibru, iar ΔG > 0 înseamnă reacție nespontană. O reacție poate fi endotermă dar spontană dacă creșterea entropiei este suficient de mare (ex: topirea gheții la temperatura camerei).

În problemele de Bac, se cer calcule de ΔH din entalpii de formare (legea lui Hess), variații de entropie pe baza entropiilor molare standard, și stabilirea spontaneității prin ΔG. De reținut: unitățile sunt kJ/mol pentru ΔH și ΔG, iar J/(mol·K) pentru ΔS (conversie: 1 kJ = 1000 J). Aplicațiile practice includ predicția direcției reacțiilor, proiectarea proceselor industriale (de exemplu, sinteza amoniacului, care necesită temperatură și presiune optime) și înțelegerea fenomenelor biologice (desfășurarea proteinelor, metabolism).

Exemple

• Exemplul 1: Calculați variația de entalpie standard (ΔH°) pentru reacția de sinteză a amoniacului: N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g), folosind entalpiile de formare standard: ΔHf°(NH₃) = -45.9 kJ/mol, ΔHf°(N₂) = 0 kJ/mol, ΔHf°(H₂) = 0 kJ/mol. REZOLVARE: ΔH° = Σ(ν·ΔHf°(produși)) - Σ(ν·ΔHf°(reactanți)) = [2×(-45.9)] - [1×0 + 3×0] = -91.8 kJ. Deci reacția este exotermă (ΔH° < 0).
• Exemplul 2: Determinați variația de entropie standard (ΔS°) la 298 K pentru reacția: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l), știind că entropiile molare standard sunt: S°(H₂) = 130.7 J/(mol·K); S°(O₂) = 205.0 J/(mol·K); S°(H₂O(l)) = 69.9 J/(mol·K). REZOLVARE: ΔS° = Σ(ν·S°(produși)) - Σ(ν·S°(reactanți)) = (2×69.9) - (2×130.7 + 1×205.0) = 139.8 - (261.4 + 205.0) = 139.8 - 466.4 = -326.6 J/(mol·K). ΔS° negativ indică o scădere a dezordinii (se trece de la gaze la lichid).
• Exemplul 3: Utilizând datele de mai sus, calculați energia liberă Gibbs standard (ΔG°) la 298 K pentru aceeași reacție (2H₂ + O₂ → 2H₂O). Se știe ΔH° = -571.6 kJ (din compilații, dar putem deduce: ΔH° = 2×(-285.8) = -571.6 kJ), iar ΔS° = -326.6 J/(mol·K) = -0.3266 kJ/(mol·K). REZOLVARE: ΔG° = ΔH° - TΔS° = -571.6 kJ - (298 K × (-0.3266 kJ/(mol·K))) = -571.6 + 97.3 = -474.3 kJ. Deoarece ΔG° < 0, reacția este spontană la 298 K.

Concepte cheie: Entalpia (H) și variația de entalpie (ΔH) – căldura de reacție la presiune constantă, Entropia (S) – măsura dezordinii; a doua lege a termodinamicii, Energia liberă Gibbs (G = H - TS) – criteriul de spontaneitate (ΔG < 0), Legea lui Hess pentru calculul ΔH din entalpii de formare standard, Relația dintre ΔG, ΔH și ΔS și influența temperaturii asupra spontaneității