entropía y espontaneidad mapa conceptual

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La espontaneidad de un proceso químico se explica mediante la entropía, medida del desorden o dispersión de energía de un sistema, y su relación con la entalpía a través de la energía libre de Gibbs. Este esquema organiza los conceptos clave: segundo principio de la termodinámica, variación de entropía del sistema y del universo, criterios de espontaneidad y el efecto de la temperatura, con ejemplos cotidianos como la fusión del hielo o la disolución de sales.

Entropía y segundo principio
La entropía cuantifica la tendencia natural de la energía a dispersarse y de los sistemas a alcanzar estados más probables. El segundo principio de la termodinámica establece que en todo proceso espontáneo la entropía del universo aumenta; esto no impide que la entropía del sistema disminuya, como ocurre al congelar agua, porque el entorno cede calor y su entropía aumenta más de lo que disminuye la del sistema. Por eso el criterio correcto de espontaneidad no es la entropía del sistema aislada, sino la suma de sistema y entorno, idea que la energía libre de Gibbs recoge de forma práctica.

El papel de la energía libre de Gibbs
La energía libre de Gibbs combina la entalpía y la entropía en una sola magnitud: ΔG = ΔH − T·ΔS. Un proceso es espontáneo cuando ΔG es negativo, está en equilibrio cuando ΔG es cero y no es espontáneo cuando ΔG es positivo, aunque en este último caso el proceso inverso sí lo es. Esta función es especialmente útil porque permite predecir la espontaneidad a presión y temperatura constantes sin calcular la entropía del entorno. Conviene recordar que un ΔG negativo indica posibilidad termodinámica, no velocidad: la cinética puede hacer que la reacción sea muy lenta.

Los cuatro casos de espontaneidad
Combinando el signo de ΔH y ΔS surgen cuatro situaciones. Si ΔH es negativo y ΔS positivo, el proceso es espontáneo a cualquier temperatura, como la combustión. Si ΔH es positivo y ΔS negativo, nunca lo es, como la descomposición espontánea inversa de ciertos compuestos. Cuando ambos son positivos, la espontaneidad requiere temperatura alta, como en la fusión del hielo; cuando ambos son negativos, requiere temperatura baja, como en la congelación del agua. La temperatura de transición se calcula como T = ΔH/ΔS, suponiendo que ΔH y ΔS no varían apenas con la temperatura.

Ejemplos ilustrativos
La disolución del nitrato amónico en agua es un ejemplo clásico de proceso endotérmico y espontáneo: la entalpía desfavorece el proceso, pero el gran aumento de entropía al liberar iones lo compensa. La expansión de un gas hacia el vacío es espontánea sin intercambio de calor ni trabajo útil, mostrando el papel puro de la entropía. La fusión del hielo a temperatura ambiente ilustra el efecto de la temperatura: por encima de 0 °C el término T·ΔS supera a ΔH y ΔG resulta negativo. Estos casos muestran que espontaneidad no significa rápida ni exotérmica necesariamente.