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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

  1. Escribe la reacción objetivo.
  2. Invierte o multiplica ecuaciones auxiliares hasta obtener las mismas especies y coeficientes.
  3. Invierte el signo de ΔH al invertir una ecuación y multiplica ΔH por el mismo factor.
  4. 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.

  1. Convierte ΔS = −0,100 kJ/(mol·K).
  2. TΔS = 298·(−0,100) = −29,8 kJ/mol.
  3. 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.

Entalpía y ley de Hess

Al INVERTIR una reacción para usarla en la ley de Hess, ¿qué le pasa a su entalpía?

Elige una respuesta

Solución accesible sin interacción

Respuesta: Cambia de signo — La reacción inversa requiere la energía que liberaba la directa, o libera la que esta requería.

Si al ir se desprenden 283 kJ, al volver hay que aportarlos. La energía que se suelta en un sentido es exactamente la que cuesta en el contrario.

Espontaneidad y temperatura

Una reacción tiene entalpía NEGATIVA y entropía POSITIVA. ¿Cuándo es espontánea?

Elige una respuesta

Solución accesible sin interacción

Respuesta: A cualquier temperatura — Para T positiva, ΔG = ΔH − TΔS resulta negativa con esos dos signos.

Las dos fuerzas empujan en el mismo sentido: suelta energía y desordena. Es el caso de una combustión, y no hay temperatura que lo impida — lo que puede faltar es la chispa, pero eso es cinética.

Orden y velocidad de reacción

Para la reacción con ecuación ajustada 2 A + B → productos, se mide que el orden respecto de A es 1. ¿Es posible?

Elige una respuesta

Solución accesible sin interacción

Respuesta: Sí: el orden experimental puede diferir del coeficiente — La ecuación global no determina los exponentes de la ley de velocidad.

Es el error típico de esta destreza puesto en un caso concreto. Coinciden solo cuando la reacción ocurre en un único paso, que es la excepción: la mayoría van por etapas, y la velocidad la marca la más lenta.

Espontaneidad no es rapidez

Una reacción tiene ΔH = −80 kJ/mol y ΔS = −0,150 kJ/(mol·K). Calcula ΔG a 298 K y explica por qué un resultado negativo no garantiza rapidez.

Solución accesible sin interacción
  • Demuestra que puedes determinar entalpías de reacción mediante ecuaciones termoquímicas y ley de Hess.
  • Demuestra que puedes predecir espontaneidad a temperatura y presión constantes mediante ΔG.
  • Demuestra que puedes deducir órdenes y constante de velocidad a partir de datos experimentales.

Respuesta: ΔG = −35,3 kJ/mol; puede existir una barrera de activación alta.

ΔG = ΔH − TΔS. La termodinámica predice viabilidad; la cinética y la energía de activación gobiernan la velocidad.

Dos perfiles parten de los mismos reactivos y llegan a los mismos productos, pero uno tiene menor barrera; a la derecha se comparan choques sin reacción y choques que forman productos.
La ruta catalizada reduce la barrera sin cambiar los extremos; solo algunos choques son eficaces.

Compruébalo ahora

  1. Ver la ilustración

    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.

  2. Ver la ilustración

    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.

  3. Ver la ilustración

    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

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