Espontaneidad de las reacciones químicas
En la naturaleza es común la observación de procesos físicos y químicos en los que un sistema evoluciona en un sentido concreto de forma espontánea hasta llegar a un estado final.
Podemos dar miles de ejemplos al respecto; de este modo, un gas se expande de manera espontánea hasta ocupar todo el es espacio del cual dispone, pero no se contrae para reducir su volumen; el café caliente que contiene una taza cede calor al entorno y la temperatura del café disminuye pero, una vez frío, el café no recupera su temperatura inicial; en la reacción química que tiene lugar entre el cinc y el ácido clorhídrico se obtiene hidrógeno y cloruro de cinc, pero no se produce la reacción en sentido opuesto; el butano, al acercar una cerilla, se combina con el oxígeno del aire provocando dióxido de carbono y agua, pero el dióxido de carbono y el agua formados no se combinan de modo espontáneo para formar butano, y así sucesivamente se pueden encontrar un sin fin de casos.
El que el proceso sea de tipo espontáneo no significa que suceda, o transcurra de forma rápida. Así podemos encontrar procesos espontáneos que son rápidos, como los que tratan las neutralizaciones ácido- base, y otros bastante más lentos, como los que se ocupan de la oxidación del hierro por acción de los gases y agentes que se encuentran en la atmósfera.
El primer principio de la Termodinámica nos determina la conservación de la energía a través de los procesos físico-químicos, pero no nos explica cuál es el sentido en el cual evolucionan dichos procesos.
Entonces, ¿cuál o cuales pueden ser las causas que determinen que los procesos evoluciones en un sentido concreto y no evolucionen espontáneamente en el sentido contrario?
En todos los ejemplos que hemos comentado anteriormente, el sistema pierde energía, y es un hecho generalizado en la naturaleza y en gran parte de las reacciones químicas que los sistemas tienden a alcanzar un mínimo de energía. Esta situación se cumple por ejemplo, en las siguientes reacciones:
Zn (s) + 2 H+ (ac) → H2 (g) + Zn2+ (ac), ΔHº= – 152,5 kJ
C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (l), ΔHº= -2.878,5 kJ
Ambas reacciones son espontáneas y exotérmicas, en las que se produce una cesión de calor al entorno, por lo que el contenido de la energía de los productos es menor que el contenido de energía de los reactivos, cumpliéndose en ambos casos la prima de que ΔHº< 0. Analizando dichas reacciones y muchas otras, siempre exotérmicas y espontáneas, podría pensarse que los procesos espontáneos son los que transcurren con desprendimiento del calor. Sin embargo, si bien es cierto que la gran mayoría de las reacciones químicas exotérmicas suelen ser espontáneas, existen procesos de tipo endotérmico que también son espontáneos, como por ejemplo la disolución de algunas sales en el agua, procesos de evaporación de líquidos, así como algunas reacciones de descomposición. Algunas de estas reacciones citadas las vemos a continuación:
NH4Cl (s) → NH4+ (ac) + Cl- (ac); ΔHº= 14,7 kJ
H2O (l) → H2O (g) , ΔHº= 44,0 kJ
En éstos últimos procesos, la entalpía del sistema aumenta, es decir, es mayor que cero, por lo que se deduce que la disminución de la entalpía no debe ser el único factor que determina la espontaneidad o no espontaneidad de un procesos físico-químico.
