Termodinámica y cinética de las reacciones
2.º de BachilleratoRuta de edumaterial
Qué vas a aprender
- Determinar entalpías de reacción mediante ecuaciones termoquímicas y ley de Hess.
- Predecir espontaneidad a temperatura y presión constantes mediante ΔG.
- Deducir órdenes y constante de velocidad a partir de datos experimentales.
Antes de empezar
- Ajustar ecuaciones y manejar cantidades de sustancia.
- Convertir julios y kilojulios de forma coherente.
- Interpretar proporciones, potencias y gráficas de energía.
Posibilidad y rapidez son preguntas distintas
La termodinámica compara estados inicial y final y permite decidir si un proceso es espontáneo bajo condiciones dadas. La cinética estudia el camino y la rapidez. Una reacción favorable puede ser extremadamente lenta.
Un catalizador cambia el mecanismo y reduce la energía de activación, pero no modifica ΔH, ΔG ni la posición del equilibrio a temperatura fija.
Entalpía, entropía y Gibbs
- ΔG = ΔH − TΔS
- A temperatura y presión constantes, ΔG < 0 indica espontaneidad en el sentido escrito, ΔG = 0 equilibrio y ΔG > 0 no espontaneidad en ese sentido. T se expresa en kelvin y ΔH y TΔS deben usar la misma unidad.
Ley de Hess
- Escribe la reacción objetivo.
- Invierte o multiplica ecuaciones auxiliares hasta obtener las mismas especies y coeficientes.
- Invierte el signo de ΔH al invertir una ecuación y multiplica ΔH por el mismo factor.
- Suma y cancela especies; comprueba que queda exactamente la reacción objetivo.
Temperatura y espontaneidad
Una reacción tiene ΔH = −60 kJ/mol y ΔS = −100 J/(mol·K) a 298 K.
- Convierte ΔS = −0,100 kJ/(mol·K).
- TΔS = 298·(−0,100) = −29,8 kJ/mol.
- ΔG = −60 − (−29,8) = −30,2 kJ/mol.
Es espontánea a 298 K. El umbral ideal ΔG = 0 aparece en T = 600 K; por encima deja de ser favorable si ambas magnitudes se mantienen constantes.
La ley de velocidad se mide
Para una reacción, v = k[A]^m[B]^n es una ley experimental. m y n son órdenes parciales y m+n el orden global. No se deducen de los coeficientes estequiométricos de la ecuación global salvo que se conozca un paso elemental.
Al comparar experimentos, se mantiene una concentración constante y se observa cómo cambia v al variar la otra. Las unidades de k dependen del orden global.
Temperatura, concentración y catalizador
- Concentración
Aumentarla suele elevar la frecuencia de choques.
- Temperatura
Elevarla aumenta la energía cinética y la fracción de choques que supera Ea.
- Catalizador
Abre otra ruta con menor barrera sin cambiar los estados inicial y final.
- Límite del modelo
No todo choque produce reacción: además de energía suficiente se requiere orientación compatible con el mecanismo.
Confundir exotérmico con espontáneo
Decidir que ΔH < 0 garantiza espontaneidad a cualquier temperatura.
Evalúa conjuntamente ΔH, ΔS y T mediante ΔG.
Cuando ΔS < 0, el término −TΔS es positivo y puede dominar a temperatura alta. Exotermicidad y espontaneidad no son sinónimos.
Dos mapas complementarios
- Hess combina ecuaciones y entalpías.
- ΔG decide espontaneidad en condiciones declaradas.
- La ley de velocidad es experimental.
- El catalizador baja Ea sin cambiar estados inicial y final.
Compruébalo ahora
Calcula ΔG a 298 K para ΔH = −80 kJ/mol y ΔS = −150 J/(mol·K), y estima la temperatura de cambio de signo suponiendo constantes ambas magnitudes.
Ver solución explicada
Respuesta: ΔG = −35,3 kJ/mol; T de cambio ≈ 533 K.
Tras convertir ΔS a −0,150 kJ/(mol·K), ΔG = −80 + 0,150T. A 298 K es negativa; al imponer cero, T = 80/0,150.
Al duplicar [A] con [B] constante la velocidad se duplica; al duplicar [B] con [A] constante se cuadruplica. Si v = 0,020 mol·L⁻¹·s⁻¹ para [A] = 0,10 M y [B] = 0,20 M, halla la ley y k.
Ver solución explicada
Respuesta: v = k[A][B]²; k = 5,0 L²·mol⁻²·s⁻¹.
La respuesta al doble revela m = 1 y n = 2. k = 0,020/(0,10·0,20²) = 5,0; las unidades corresponden a orden global tres.
Dados C + O₂ → CO₂, ΔH = −394 kJ/mol, y CO + 1/2 O₂ → CO₂, ΔH = −283 kJ/mol, calcula ΔH para C + 1/2 O₂ → CO.
Ver solución explicada
Respuesta: ΔH = −111 kJ/mol.
Se conserva la primera ecuación y se invierte la segunda. Al sumar se cancela CO₂: −394 + 283 = −111 kJ/mol.
Alineación curricular y fuentes
- Química · 2.º de Bachillerato · bloque B oficial «Reacciones químicas», apartados 1 «Termodinámica química» y 2 «Cinética química». · Real Decreto 243/2022, currículo básico de Bachillerato
Cuando lo tengas claro
Practicar esto: Decidir si una reacción es espontánea con la energía de GibbsPracticar esto: Deducir la ley de velocidad y el orden de una reacciónTemperatura, calor y cambios de estadoEquilibrio químico, cociente y solubilidad