La segunda ley de la termodinámica dice que la entropía no disminuye en sistemas adiabáticos o aislados. Esta regla nos dice si un proceso puede ocurrir por sí mismo. Sin embargo, la mayoría de los sistemas biológicos que encontramos no están aislados. El medio ambiente externo debe agregarse en nuestro sistema para hacer uno aislado con el fin de aplicar esta ley. Por ejemplo, los fotones absorbidos por las plantas y la radiación de calor emitida por los centros de reacción deben ser incluidos en este sistema agrandado.
Este método tiene varias dificultades. Un sistema aislado se crea dibujun límite cada vez. Ciertos detalles del sistema dejará de lado y dar lugar a una solución de fallo, si el proceso es demasiado complejo. La entropía es demasiado abstracta para captarla. Queremos reemplazar la entropía con un concepto físico bien conocido sin introducir siempre el aislamiento. Presentamos pautas del criterio de la energía libre de Gibbs para determinar si una reacción puede continuar a presión y temperatura constantes. Es esencial aprender la entalpía antes de discutir esto.
Entalpía: Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas
Entalpía (H) representa la energía interna (U) más el producto de la presión externa y el volumen (H = U + PV). Al igual que la energía potencial, la entalpía es también función de estado que no depende de la ruta tomada por el proceso. Estamos interesados principalmente en el cambio en lugar del valor absoluto en sí mismo (ΔH = ΔU + Δ(PV)). Las reacciones químicas generalmente ocurren a presión constante dentro de sistemas biológicos donde el calor emitido es igual a ΔH(si la presión cambia entonces ΔQ≠ΔH). Aquí U representa la energía interna del sistema mientras que ΔQ denota el calor liberado; W se refiere al trabajo realizado por el sistema; H=U+PV implica entalpía del sistema.
ΔU = ΔQ + ΔW = ΔQ – PΔV ⇒ ΔU + PΔV = ΔQ ⇒ ΔH = ΔQ
El cambio total de entalpía (ΔH) en reacciones exotérmicas es negativo, por lo que la reacción libera energía térmica a los alrededores. A menudo se observa como un aumento de la temperatura o la emisión de luz. Un ejemplo es la combustión de combustibles como la gasolina o la madera. El positivo ΔH en reacciones endotérmicas muestra que absorbe el calor del entorno. El nitrato de amonio disuelto en agua es un ejemplo clásico. Los antiguos usaban este proceso para hacer bebidas frías durante el verano.
La energía de Gibbs determina si un proceso es espontáneo
Introducimos el concepto llamado energía libre de Gibbs (también conocido como función de Gibbs, energía de Gibbs). Fue nombrado en honor al físico estadounidense Josiah Willard Gibbs, quien desarrolló este concepto (G = H - TS). Esta función se puede aplicar en cualquier lugar, pero el criterio de Gibbs sólo funciona para sistemas isotérmicos e isobáricos. Su derivación es muy simple.
ΔS≥(ΔQ)/T ⇒ TΔS≥ΔH ⇒ ΔH-TΔS≤0 ⇒ Δ(H-TS)≤0
Obtenemos (ΔG = ΔH - TΔS) de la nueva función de estado (G = H - TS). En este caso, ΔG es el cambio en la energía libre de Gibbs, ΔH es el cambio en la entalpía, T representa la temperatura en Kelvin y ΔS se refiere al cambio en la entropía. La desigualdad ΔS≥(ΔQ)/T es válida para cualquier situación y no solo para sistemas aislados. De este modo, convertimos el criterio de entropía en criterio de energía para que pueda ser aplicado directamente a nuestro sistema sin crear un sistema aislado cada vez.
ΔG < 0: el proceso es espontá. El sistema libera energía y la reacción es exergónica.
ΔG > 0: el proceso no es espontáneo. Una entrada de energía es requerida por el sistema y esta es la reacción endergónica.
ΔG = 0: el sistema está en equilibrio. No existe transferencia neta de energía porque cambio de energía libre cero.
Energía Libre de Gibbs: Discusión, Aplicaciones y Ejemplos
Si ΔH < 0, ΔS > 0, el proceso es espontá. Si ΔH > 0, ΔS < 0, el proceso no es espontá. Para otros casos, la temperatura debe ser considerada para determinar si una reacción química ocurre espontáneamente. Si ΔH < 0, ΔS < 0, la reacción tiende a ocurrir a bajas temperaturas. Si ΔH > 0, ΔS > 0, tiende a ocurrir a altas temperaturas.
ΔH < 0，ΔS > 0
Esto incluye la mayoría de las reacciones tales como la combustión de sólidos o líquidos. Por ejemplo, cuando los carbohidratos se queman en el aire, se produce dióxido de carbono y agua (C₆H₁₂O₆+6O₂→6CO₂+6H₂O). El calor y la luz indican que es una reacción exotérmica (ΔH < 0) los productos incluyen agua y gas, mientras que los reactivos son gas y sólido, por lo tanto ΔS>0.
ΔH > 0，ΔS < 0
Estas reacciones no son espontáneas, pero pueden ocurrir bajo ciertas condiciones. Sucede cuando se acoplan con una reacción que disminuye enormemente la energía libre de Gibbs. El agua no se descompone en oxígeno e hidrógeno a temperatura ambiente. Sin embargo, esta reacción tendrá lugar con la ayuda de la corriente eléctrica, porque la energía química de la batería se consume (la energía libre de Gibbs de la batería disminuye en gran medida). Muchas reacciones no espontáneas en biología requieren el consumo de ATP, ya que la hidrólidel ATP es una reacción que disminuye significativamente la energía libre.
ΔH < 0，ΔS < 0
Este grupo incluye los gases que se condensan en líquidos o se quempara producir líquidos. La combustión de hidrógeno en oxígeno es una reacción exotérmica con una llama azul o explosión, por lo que ΔH < 0. El hidrógeno gasese convierte en líquido, por lo que ΔS < 0. Estos procesos tienden a ocurrir a bajas temperaturas.
ΔH > 0，ΔS > 0
Una reacción endotérmica que ocurre espontáneamente pertenece a esta categoría (para satisfacer ΔG < 0, ΔS debe ser positivo). Uno de los casos es la disolución de nitrato de amonio en agua. Tales reacciones probablemente sucederán a temperaturas más altas. Por ejemplo, el carbonato de calcio no se descompone a temperatura ambiente, sino que se descompone en dióxido de carbono espontáneamente cuando se calienta hasta 1000°C.