La entropía y la entalpía son dos propiedades termodinámicas de un sistema físico. La entropía se suele entender como el grado de desorden del sistema, mientras que el entalpía se refiere la cantidad total de energía que contiene dicho sistema, o de forma más específica, la energía que contiene y que puede intercambiar con su entorno.
Aunque son diferentes conceptos, ambas están muy relacionadas. En este artículo veremos como se relacionan, sus diferencias más importantes y algunos ejemplos ilustrativos.
Índice de contenido
Relación entre entalpía y entropía
La entalpía y la entropía se relacionan a través de la temperatura, relación que queda reflejada en la siguiente ecuación:
T · ∆S = ∆H
T es la temperatura absoluta, ∆H es el cambio en la entalpía y ∆S es el cambio en la entropía. Como se puede deducir de la ecuación, si se mantiene la temperatura constante, un aumento en la entalpía provoca un aumento en su entropía, y viceversa.
La termodinámica de la reacciones químicas es un campo de la física que tiene como tema central los cambios de energía y calor que se producen en un sistema en el que se ha producido una reacción química. Entropía y entalpía son dos de las propiedades termodinámicas más importantes.
La entalpía, símbolo H, mide la cantidad total de energía interna del sistema. Se mide en términos de cambio como ∆H = ∆E + P∆V, donde E es la energía interna, P es la presión y V es el volumen. En el Sistema Internacional la entalpía se mide en Julios (J).
La entropía, símbolo S, mide el grado de organización o de desorden del sistema. En el Sistema Internacional se mide como julios por kelvin (J/K) y se calcula en términos de cambio como ∆S = ∆Q/T, donde Q es el calor contenido en el sistema y T es la temperatura.
¿Qué es la entalpía?
La entalpía se puede definir como la energía interna total, la energía que contiene un sistema. En un sistema homogéneo es igual a la energía interna más la presión por el volumen:
H = E + PV
Donde PV sería el trabajo mecánico que realiza por o sobre el sistema. Es decir, la entalpía sería igual a la energía interna (la que suele referir como calor) más el trabajo mecánico.
Pero la entalpía no se puede medir directamente, pero se puede medir como cambia cuando hay un cambio en las propiedades del sistema:
∆H = ∆E + P∆V
Según esta ecuación, si la presión se mantiene constante, el cambio en la entalpía es igual al cambio en la energía interna más el trabajo realizado.
La entalpía hay que entenderla como una función de estado cuyo valor depende de los cambios entre el estado inicial y estado final. Por ejemplo, en una reacción química, el estado inicial contendría los reactantes y el estado final los productos.
El valor de ∆H, el cambio de entalpía en una reacción química, indica si la reacción será exotérminca o endotérmica.
- Reacciones exotérmicas: las reacciones exotérmicas son aquellas que liberan energía térmica o calor. La energía necesaria para que la reacción se inicie y tenga lugar es menor que la energía liberada, y la entalpía de los productos es menor que la entalpía de los reactantes.
- Reacciones endotérmicas: las reacciones endotérmicas, por el contrario, necesitan más energía para que la reacción ocurra de la energía que se libera, o dicho de otro modo, requieren aporte de energía externa. La entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactantes.
Así, el cambio de entalpía de una reacción se podría calcular como la suma de la entalpía de los productos menos la suma de la entalpía de los reactantes:
∆H = ∑ nHproductos – ∑ mHreactantes
Y de esto se deduce que:
- Si ∆H < 0 la reacción es exotérmica
- Si ∆H > 0 la reacción es endotérmica
¿Qué es la entropía?
La entropía es una propiedad termodinámica que se puede definir como el número de formas en las que un sistema termodinámico en equilibrio puede estar organizado. Todas esas organizaciones serían compatibles con el estado de equilibrio. En una definición más técnica, la entropía mide el número de microestados compatibles con el macroestado de equilibrio.
El concepto de entropía se suele referir como el grado de caos o de desorden del sistema y también se suele decir que se corresponde con la cantidad de energía interna que no está disponible para que el sistema realice un trabajo.
De acuerdo con la segunda ley de la termodinámica, cualquier sistema físico tiende a un aumento de entropía. El cambio de entropía viene definido por la siguiente ecuación:
∆S = ∫ dQrev/T
T es la temperatura absoluta y dQ es calor o energía transferida al sistema. Esta ecuación se conoce como la definición macroscópia de la entropía.
Ludwig Boltzman estudió la entropía desde un punto de vista estadístico con base en las posibles configuraciones microscópicas de los átomos y moléculas individuales que se pueden corresponder con el estado macroscópico del sistema. La ecuación de Boltzman calcula la entropía como el logaritmo natural del número de estados microscópicos posibles:
S = KB ln W
Donde KB es la constante de Boltzman y W el número de estados microscópicos posibles.
En el Sistema Internacional la entropía se mide en J/K (julios por kelvin).
De forma general, un sólido tiene menor entropía en comparación con la misma sustancia en estado líquido, ya que los sólidos tienen una disposición molecular más rígida. Los líquidos también tendrían menor entropía en comparación con el estado gaseoso. Los gases tendría la entropía más alta.
Ejemplo: fusión del hielo
Veamos como la entropía y la entalpía se relacionan en un proceso sencillo: la fusión del agua sólida (hielo) hasta pasar a estado líquido:
H2O(s) → H2O(l)
En este sistema termodinámico, el hielo absorbe calor, por lo que ∆H tendría un valor positivo y la reacción sería una reacción endotérmica. La entropía también aumentaría al pasar del estado sólido al estado líquido más desordenado, ∆S sería igualmente positivo.
Entalpía y entropía son directamente proporcionales, como quedó reflejado en la ecuación T · ∆S = ∆H, tan solo hay que saber que la entropía puede ser negativa en sistemas abiertos, pero siempre es positiva en sistema cerrados.