Termoquímica y Cinética: Apuntes de Química Completo

Introducción a la Termoquímica y Cinética

¿Te has preguntado por qué algunas reacciones liberan calor y otras lo absorben? La termoquímica estudia los intercambios de energía en las reacciones químicas, mientras que la cinética analiza qué tan rápido ocurren.

Estos conceptos te ayudarán a predecir si una reacción será espontánea y a controlar su velocidad. Son la base para entender todo, desde la combustión del gas hasta el funcionamiento de las baterías.

💡 Dato curioso: La velocidad de una reacción puede cambiar millones de veces solo ajustando la temperatura o añadiendo un catalizador.

Sistemas Físicos y Principios Termodinámicos

Los sistemas físicos se clasifican según qué pueden intercambiar con el entorno. Un sistema abierto intercambia materia y energía (como una olla sin tapa), uno cerrado solo energía (olla con tapa), y uno aislado no intercambia nada (termo perfecto).

El primer principio dice que la energía se conserva: ΔU = Q + W. Aquí Q es calor (positivo si se absorbe) y W es trabajo (positivo en compresión).

Hay tres procesos clave: isotermo (temperatura constante, ΔU = 0), isócoro (volumen constante, W = 0) e isobárico (presión constante, donde aparece la entalpía H).

💡 Recuerda: En procesos isobáricos usamos entalpía (H) porque es más práctica que la energía interna (U).

Diagramas Entálpicos y Cálculos

Las reacciones endotérmicas (ΔH > 0) absorben calor y las exotérmicas (ΔH < 0) lo liberan. Los diagramas entálpicos muestran esto gráficamente: si los productos están más arriba que los reactivos, es endotérmica.

Para calcular entalpías tienes tres métodos principales. El método de formación usa: ΔH°R = ΣΔH°f(productos) - ΣΔH°f(reactivos). Los elementos en estado estándar tienen entalpía de formación cero.

La ley de Hess permite combinar reacciones conocidas para encontrar entalpías desconocidas. El método de energías de enlace usa: ΔHR = ΣΔHenlaces rotos - ΣΔHenlaces formados.

💡 Truco: Para aplicar Hess, suma las reacciones como ecuaciones algebraicas y las entalpías también se suman.

Entropía y Energía Libre de Gibbs

La entropía (S) mide el desorden del sistema. En procesos espontáneos, la entropía del universo siempre aumenta. La entropía aumenta cuando: hay más moles de gases en productos, se disuelven sólidos, o las sustancias cambian de sólido→líquido→gas.

El tercer principio establece que la entropía de un cristal perfecto a 0 K es cero. Para calcular: ΔS°R = ΣS°productos - ΣS°reactivos.

La energía libre de Gibbs determina la espontaneidad: ΔG = ΔH - TΔS. Si ΔG < 0, el proceso es espontáneo; si ΔG = 0, está en equilibrio; si ΔG > 0, no es espontáneo.

💡 Clave: La temperatura puede cambiar la espontaneidad de una reacción según los signos de ΔH y ΔS.

Los Cuatro Casos de Energía Libre

Dependiendo de los signos de ΔH y ΔS, hay cuatro situaciones posibles. Caso 1 (ΔH < 0, ΔS > 0): siempre espontánea a cualquier temperatura. Caso 2 (ΔH < 0, ΔS < 0): espontánea solo a temperaturas bajas.

Caso 3 (ΔH > 0, ΔS > 0): espontánea solo a temperaturas altas. Caso 4 (ΔH > 0, ΔS < 0): nunca espontánea a ninguna temperatura.

La temperatura límite se calcula cuando ΔG = 0, es decir: T = ΔH/ΔS. Por encima o debajo de esta temperatura cambia la espontaneidad.

💡 Memoriza: Exotérmica + entropía favorable = siempre espontánea. Endotérmica + entropía desfavorable = nunca espontánea.

Velocidad de Reacción y Ecuaciones Cinéticas

Las reacciones ocurren por choques eficaces entre moléculas que rompen enlaces y forman productos. La velocidad se define como el cambio de concentración por unidad de tiempo, ajustada por los coeficientes estequiométricos.

La ecuación de velocidad tiene la forma: v = k[A]^m[B]^n, donde k es la constante cinética, m y n son los órdenes parciales. El orden global es m + n.

Cuando los órdenes coinciden con los coeficientes estequiométricos, la reacción es elemental. Si no coinciden, la reacción ocurre por pasos y la ecuación corresponde a la etapa lenta.

💡 Importante: Los órdenes de reacción se determinan experimentalmente, no se pueden predecir desde la ecuación química.

Ecuaciones Integradas y Mecanismos

Para cada orden de reacción hay ecuaciones integradas específicas. Orden 0: [A] = [A]₀ - kt. Orden 1: ln[A] = ln[A]₀ - kt. Orden 2: 1/[A] = 1/[A]₀ + kt.

El tiempo de vida media $t₁/₂$ es cuando la concentración se reduce a la mitad. Para orden 1: t₁/₂ = ln2/k (independiente de concentración inicial).

Los mecanismos de reacción son secuencias de etapas elementales. La molecularidad es el número de moléculas que participan en una etapa elemental. El mecanismo más probable es aquel cuya etapa lenta coincide con la ley de velocidad experimental.

💡 Diferencia clave: Orden se determina experimentalmente; molecularidad se cuenta en la ecuación de cada etapa elemental.

Teorías de las Reacciones Químicas

La teoría de colisiones dice que las moléculas necesitan energía de activación (Ea) para reaccionar. Solo las moléculas activadas con suficiente energía y orientación correcta producen choques eficientes.

La teoría del estado de transición propone que se forma un complejo activado inestable donde los enlaces se están rompiendo y formando simultáneamente. Este complejo evoluciona hacia productos.

En el diagrama energético, la diferencia entre Ea directa y Ea inversa da el ΔH de reacción. Las reacciones exotérmicas tienen Ea directa mayor que la inversa.

💡 Visualiza: Imagina el complejo activado como el punto más alto de una montaña entre reactivos y productos.

Factores que Afectan la Velocidad de Reacción

Cinco factores principales controlan la velocidad. La naturaleza de reactivos: gases > disoluciones > sólidos por mayor movilidad molecular. La concentración: más concentración = más choques eficaces.

La temperatura aumenta la energía cinética y el número de choques eficaces. El volumen tiene efecto inverso: mayor volumen = menor densidad = menos choques.

Los catalizadores disminuyen la Ea sin consumirse, mientras los inhibidores la aumentan. La ecuación de Arrhenius relaciona la constante k con la temperatura: ln$k₂/k₁$ = (Ea/R)$1/T₁ - 1/T₂$.

💡 Regla práctica: Aumentar 10°C la temperatura suele duplicar o triplicar la velocidad de reacción.