1. Intercambio de energía en las relaciones químicas

Toda sustancia posee su propia energía. Una reacción química aumenta o disminuye su energía al transformarse en productos. Esta diferencia se intercambia con el medio. Se obtiene la absorción y cesión de energía del medio.

Primer principio de la termodinámica: El calor absorbido en la reacción química mas el del trabajo realizado sobre el sistema aumentarán la energía de todos los productos. La energía desprendida en la reacción y el trabajo realizado por el sistema disminuirán la energía de los productos.

Un sistema que produce una reacción química absorbe o cede energía (calor). Pero esta no es la única manera:

Energía química se transforma en energía eléctrica:

Energía eléctrica se transforma en energía química:

Energía química se transforma en luz y calor:

Energía química se transforma en energía mecánica:

1.1. Calor de la reacción

La magnitud que nos interesa medir en una reacción es el calor. La cantidad de calor absorbido o cedido, referido a una cierta cantidad de reactivo o producto.

El calor de la reacción es característico de cada una para una presión, temperatura y cantidad determinadas.

Según el intercambio de calor con el medio, hay una clasificación de las reacciones:
Exotérmicas: Van acompañadas de un desprendimiento de energía en forma de calor.

Endotérmicas: Tienen lugar mediante absorción de energía en forma de calor.

Si un sistema con una reacción no intercambia trabajo con el medio, el calor de la reacción es igual a la variación de energía:

Calor de la reacción a volumen constante, Q_v

Cantidad de calor intercambiado en la reacción química en la que el volumen del sistema no experimenta variación.

Calor de la reacción a presión constante, Q_p

Cantidad de calor intercambiado en una reacción química cuando la presión que se ejerce sobre el sistema no experimenta variación.

1.2. Entalpía de reacción

Las reacciones con presión constante poseen entalpía. Una reacción química con presión constante es igual al calor de la reacción constante:

 =   Q_p

La entalpía asegura que el calor absorbido o cedido en una reacción a presión constante no depende del proceso de la reacción, sino del estado inicial y final del sistema.

El signo de variación de entalpía determina si la reacción es:

Reacciones exotérmicas (cede calor, variación de entalpía negativa) y endotérmicas (absorbe calor, variación de entalpia positiva)

La entalpia es una magnitud extensiva. La entalpía de cualquier reacción tiene el mismo valor pero signo contrario que la entalpía de la reacción inversa.

El incremento de la entalpía y el valor del calor de la reacción, depende de la temperatura y presión a las que se lleve a cabo el proceso. Por eso, cualquier ecuación termoquímica está incompleta si no se conocen la presión y la temperatura a las que se ha efectuado la reacción.

Entalpía estándar de una sustancia.

Es la forma más estable a 1atm de presión, 101293Pa, y una temperatura que generalmente son 298K.

Los reactivos, al estar en estado estándar se convierten en productos en sus estados estándar, el calor de la reacción para un mol de reacción se denomina entalpía estándar de la reacción,

La entalpía molar estándar de formación, es la entalpía estándar de una reacción de síntesis en la que se forma un mol de sustancia.

2. Ley de Hess

No es posible determinar experimentalmente la entalpía de una reacción.

Esta ley nos dice que el calor absorbido o desprendido de una reacción a presión constante es similar  tanto si el proceso conlleva una etapa o varias.

Esta ley nos dice que si una reacción química puede expresarse como una suma algebraica de otras, su entalpía de reacción es igual a la suma algebraica de las correspondientes entalpías de las reacciones parciales, a la misma presión y temperatura. Por tanto, la ley de Hess permite calcular calores de la reacción en casos en que la reacción no pueda observarse en condiciones experimentales sencillas.

3. Cinética química

El tiempo en el que se desarrolla una reacción química es imperceptible.

La cinética química trata los aspectos relacionados con la velocidad de las reacciones.

-Mide la velocidad de las reacciones

-Investiga las etapas o fases a través de la cuales transcurre una reacción, es decir, el mecanismo de la reacción.

-Estudia los factores que influyen en dicha velocidad.

Velocidad de una reacción química: Cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien, cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo en dicha reacción. Su determinación es experimental.

3.1. Teoría de las reacciones químicas

Teoría de las colisiones: 

Confirma el resultado del choque de dos o más.

-       Las moléculas tienen la energía cinética suficiente para romper enlaces. La energía mínima necesaria es la de activación.

-       Las moléculas chocan con la orientación adecuada. Si no, la reacción no se produciría, aunque las moléculas tengan la energía de activación necesaria.

Teoría del estado de transición:

Expuesta por el químico H. Eyring:

Esta teoría nos dice que las moléculas de los reactivos que chocan eficazmente quedan unidas momentáneamente formando un compuesto intermedio, el complejo activado o de transición.

Este estado de transición está constituido por moléculas reaccionantes que han roto parte de sus enlaces y están formando otros nuevos.

Con su energía elevada es muy inestable y se descompone inmediatamente originando productos o regenerando reactivos.

La energía de activación es necesaria para formar el complejo activado.

    

3.2. Factores que influyen en la velocidad de la reacción

La velocidad de toda reacción varía al modificar la concentración de las sustancias y la temperatura de la reacción, o bien si añadimos un catalizador.

Las heterogéneas se producen en variación de la velocidad de la reacción en función del grado de división de los reactivos:

-      Concentración de los reactivos

-      Temperatura de la reacción

-      Catalizadores

Sustancias que cambian la energía de activación, lo cual modifica la velocidad.

-grado de división (heterogéneos)

Un aumento del grado de división de las partículas incrementa su superficie de contacto, por lo que es mayor la probabilidad de choques y crece la velocidad de reacción.

-      Tipos de catalizadores

·       Positivos: Disminuyen el valor de la energía de activación y consiguen que un mayor número de choques sean eficaces, por lo que aumentan la velocidad de reacción.

·       Negativos: Aumentan el valor de la energía de activación y disminuyes el numero de choques eficaces, por lo que reducen la velocidad de reacción.

4. Reacciones de combustión

Son aquellas en las que el combustible se combina con el oxígeno (comburente) y se desprende gran cantidad de energía (luz y calor).

La combustión no comienza espontáneamente, debe iniciarse con la aplicación de una llama o chispa eléctrica.

La investigación actual crea técnicas que queman totalmente los combustibles aprovechando al máximo la energía. También se trata de eliminar los productos contaminantes que se forman.

5. Equilibrio químico

No todas las reacciones son completas e irreversibles:

Decimos que las reacciones llegan al estado de equilibrio cuando son reversibles al estado final del sistema en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa y las concentraciones de las sustancias que intervienen permanecen constantes.

5.1. Características del equilibrio

Velocidad-tiempo:

Concentración-tiempo:

5.2. Constante de equilibrio

Cuando una reacción alcanza el equilibrio, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la inversa.
¿Qué ocurre si no conocemos las leyes de velocidad directa e inversa?
Las complicaciones de la reacción directa se cancelan con las de la inversa. La reacción de las concentraciones en el equilibrio es una constante que puede escribirse a partir de la ecuación ajustada.
La constante de equilibrio viene dada por la siguiente expresión: (Ley de acción de masas)

5.3. Principio de Le Chatelier

Un sistema en equilibrio se caracteriza por la temperatura, presión y concentración de sus reactivos y productos.

Lo que ocurre al variar sus condiciones es lo que nombra este principio: La alteración externa de los factores que intervienen en el equilibrio induce un reajuste del sistema para reducir el efecto de dicha alteración y establecer un nuevo estado de equilibrio.

Consecuencias:

- Concentración: El valor de la constante de equilibrio no varía.

Si aumenta la concentración en equilibrio el sistema se desplaza en el sentido en el que se consume la sustancia. Si disminuye el sistema se desplaza en el sentido en el que se produce la sustancia.

- Temperatura: Cambia el valor de la constante de equilibrio

Si aumenta la temperatura. El sistema se desplaza consumiendo calor, en el sentido de la reacción endotérmica. Si disminuye, se desplaza desprendiendo calor en el sentido de la reacción exotérmica.

- Presión: Si aumenta la presión total de un sistema en equilibrio, éste se desplaza hacia el miembro en el que hay menor número de moles de gas. Si disminuye, éste se desplaza hacia en el que hay mayor número de moles de mas