Entalpía y entropía

La entalpía y la entropía describen partes distintas del mismo cambio químico. En química, el cambio de entalpía $\Delta H$ te indica el calor absorbido o liberado a presión constante, mientras que el cambio de entropía $\Delta S$ te dice si el estado final tiene más o menos configuraciones microscópicas accesibles.

Si quieres la distinción rápida, usa esto:

• $\Delta H$ te dice si un proceso absorbe o libera calor a presión constante.
• $\Delta S$ te dice si el estado final está más disperso o más restringido que el estado inicial.

Entalpía vs. entropía de un vistazo

Estas dos ideas suelen enseñarse juntas porque ninguna de las dos, por sí sola, da el panorama termodinámico completo. Un proceso puede absorber calor y aun así ser favorable, o liberar calor y aun así no ser favorable. Por eso los químicos siguen ambas magnitudes.

Qué te dice la entalpía

La entalpía se define como

$$H = U + pV$$

donde $U$ es la energía interna. En la mayoría de los problemas de química, la magnitud importante no es el valor absoluto de $H$, sino el cambio, $\Delta H$.

El atajo práctico es este: para un proceso a presión constante con solo trabajo de presión-volumen,

$$\Delta H = q_p$$

Así, un $\Delta H$ negativo significa que el sistema libera calor en esas condiciones, y un $\Delta H$ positivo significa que lo absorbe. Por eso la entalpía de reacción es central en termoquímica y calorimetría.

Qué te dice la entropía

La entropía es más difícil de resumir con una sola palabra cotidiana. Llamarla "desorden" puede ser una primera pista útil, pero no es la definición completa. Una descripción más cuidadosa es que la entropía mide cuántas configuraciones microscópicas son compatibles con el estado macroscópico.

Si un estado final puede realizarse de más maneras microscópicas que el estado inicial, la entropía es mayor. En química, eso suele ocurrir cuando las partículas están menos confinadas, cuando las sustancias se mezclan o cuando un sólido se convierte en líquido o gas.

Para una trayectoria reversible, el cambio de entropía se relaciona con la transferencia de calor mediante

$$dS = \frac{\delta q_{rev}}{T}$$

Esta relación incluye una condición: el término de calor corresponde a una trayectoria reversible, no a cualquier proceso real.

Ejemplo resuelto: por qué la fusión del hielo usa ambas ideas

Considera la fusión del hielo a agua líquida a $1\ \mathrm{atm}$.

La fusión requiere aporte de calor, así que para el sistema $\Delta H > 0$. La estructura cristalina del hielo, mantenida por enlaces de hidrógeno, también está más ordenada que el agua líquida, por lo que el líquido tiene más configuraciones moleculares accesibles. Eso significa que para el sistema también se cumple $\Delta S > 0$.

Este es un ejemplo muy claro porque tanto la entalpía como la entropía se ven fácilmente:

• $\Delta H > 0$ dice que fundir requiere calor.
• $\Delta S > 0$ dice que el estado líquido está entrópicamente menos restringido.

También puedes calcular el cambio de entropía. Para un cambio de fase a su temperatura de equilibrio,

$$\Delta S = \frac{\Delta H}{T}$$

Para el agua en su punto de fusión normal, $\Delta H_{fus} \approx 6.01\ \mathrm{kJ/mol}$ y $T = 273.15\ \mathrm{K}$. Entonces

$$\Delta S_{fus} \approx \frac{6.01 \times 10^3\ \mathrm{J/mol}}{273.15\ \mathrm{K}} \approx 22.0\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}$$

Ese resultado positivo coincide con la interpretación física: el agua líquida tiene más configuraciones moleculares accesibles que el hielo.

Exactamente en el punto de fusión normal del agua, $0^\circ \mathrm{C}$ a $1\ \mathrm{atm}$, el hielo y el agua líquida están en equilibrio. En esa condición, el cambio de energía libre de Gibbs es cero:

$$\Delta G = \Delta H - T\Delta S$$

A temperatura y presión constantes, los químicos usan $\Delta G$ para juzgar la favorabilidad termodinámica. En la fusión, una temperatura ligeramente mayor hace que el término $T\Delta S$ sea más grande, así que la fusión se vuelve favorable.

Errores comunes con la entalpía y la entropía

Tratar la entropía solo como "desorden"

"Desorden" es un atajo aproximado, no una definición completa. La entropía se entiende mejor en términos de configuraciones microscópicas accesibles y de las restricciones del sistema.

Suponer que exotérmico significa espontáneo

Un $\Delta H$ negativo puede ayudar a que un proceso sea favorable, pero no garantiza espontaneidad. A temperatura y presión constantes, lo que importa es el signo de $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$.

Olvidar la condición detrás de $\Delta H = q_p$

La expresión $\Delta H = q_p$ es útil cuando el proceso se considera a presión constante. Fuera de esa condición, hay que tener más cuidado con lo que te están diciendo el calor y la entalpía.

Olvidar de qué sistema estás hablando

Cuando dices que la entropía aumenta o disminuye, deja claro cuál es el sistema. El sistema puede perder entropía incluso cuando el proceso global es espontáneo, porque el entorno también importa.

Cuándo usan los químicos la entalpía y la entropía en química

Estas ideas aparecen cuando los químicos quieren:

• interpretar datos de calorimetría
• comparar cambios de fase como fusión, solidificación, vaporización y condensación
• explicar por qué algunas reacciones se vuelven más favorables a mayor temperatura
• relacionar el calor de reacción con el equilibrio y la energía libre

Si un problema pregunta cuánto calor se absorbe o se libera, la entalpía suele ser central. Si pregunta si un estado está más disperso o por qué la temperatura cambia el balance, la entropía también suele ser central.

Prueba un caso similar

Haz tu propia versión con cuatro cambios de fase del agua: fusión, solidificación, vaporización y condensación. Predice los signos de $\Delta H$ y $\Delta S$ para cada uno antes de hacer cualquier cálculo. Esa sola comparación suele hacer que la diferencia entre entalpía y entropía quede clara.