Fuerzas Intermoleculares, Sistemas Químicos y Cinética de Reacciones

Fuerzas Intermoleculares

Fuerza dipolo-dipolo permanente: Los dipolos se orientan de forma que el polo positivo atrae al polo negativo de la molécula más próxima, con una fuerza que aumenta con la temperatura. Presente en líquidos y gases. Ejemplos: HCl, NH₃, H₂O, etanol.

Fuerzas de dispersión de London: Se dan entre moléculas apolares debido a dipolos instantáneos, por la vibración de electrones. Su valor aumenta con la masa molecular y se da en gases, líquidos y sólidos. Ejemplos: F₂, Cl₂, CF₄, CCl₄, CBr₄, CI₄.

Puente de Hidrógeno

Se forma cuando un átomo de hidrógeno unido por enlace covalente con un átomo electronegativo como F, O, N. El H actúa como polo positivo y atrae el polo negativo de una molécula próxima que no tiene efecto pantalla y se aproxima mucho a las moléculas. De naturaleza electrostática. Presente en líquidos a temperatura ambiente. Ejemplos: H₂S, Hielo.

Sólidos Covalentes

Átomos unidos tridimensionalmente por enlaces covalentes formando redes o cristales atómicos (sólidos de red). Duros, resistentes, insolubles en H₂O y sí en solventes polares, con temperaturas de fusión y ebullición altas. Ejemplos: diamante (tetraédrico), grafito (hexagonal).

Sistemas Químicos

Mezcla de sustancias que reaccionan químicamente entre sí. El entorno es el universo. Puede ser abierto (intercambio de materia y energía), cerrado (solo intercambio de energía) o aislado (sin intercambio de materia ni energía). Un sistema puede ser homogéneo (sustancias en el mismo estado físico) o heterogéneo (diferentes estados físicos).

Variables Termodinámicas

Extensivas: Dependen de la cantidad de sustancia. Intensivas: No dependen de la cantidad de sustancia.

Transformaciones

• Isocora (volumen constante)
• Isobárica (presión constante)
• Isoterma (temperatura constante)
• Adiabática (sin intercambio de calor, Q=0)

Energía Interna (U)

Función de estado extensiva. Es la suma de todas las energías internas (cinética, potencial...). ΔU = U_f - U₀.

Primer Principio de la Termodinámica

Un sistema puede ganar energía por medio de calor (Q) y trabajo (W) y también ceder energía al entorno por calor y trabajo. ΔU = Q + W

Entalpía (H)

Magnitud termodinámica que expresa la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. ΔH = H_f - H_i.

Ley de Hess

A presión y temperatura constantes, calcula la entalpía de reacción por combinación lineal de ecuaciones termoquímicas (por suma algebraica de ecuaciones termoquímicas).

Energía de Enlace

Energía necesaria para romper 1 mol de enlaces de una sustancia en estado gaseoso a presión constante. E_rotos - E_formados.

Entropía (S)

Grado de desorden de un sistema. Mayor desorden implica mayor entropía. Unidades: J*kg^-1*K^-1. ΔSº = S_f - S_i. Solo depende del estado final e inicial.

Segundo Principio de la Termodinámica

Un proceso es espontáneo si hay un incremento de la entropía total del universo.

Energía Libre de Gibbs (G)

Espontaneidad a presión y temperatura constantes por variación de la energía libre ΔGº. Función de estado que depende de los estados final e inicial. ΔG = ΔH - TΔS.

Aspectos de la Dinámica Química

Rapidez de reacción: Se puede acelerar reacciones muy lentas, retardar reacciones rápidas o inhibir reacciones lentas. Para que un cambio químico se observe, la reacción debe ser espontánea y la velocidad medible en el laboratorio. Hay reacciones rápidas (ácido + base = neutralización), lentas (no se observa cambio) e intermedias (medibles en laboratorio).

Ejemplo: I₂ + H₂ --> 2HI. Se parte de concentraciones iniciales [I₂] y [H₂]. Cuando se ponen en contacto, comienza la reacción. La concentración de reactivos disminuye porque se consumen y, a la vez, [HI] aumenta porque es el producto.

Velocidad media: Variación de la concentración de productos y reactivos en un intervalo de tiempo finito. V_HI = Δ[HI]/Δt (para cada reactivo y producto).

Velocidad instantánea: Variación de la concentración de reactivos o productos en un tiempo infinitesimal. V_HI = d[HI]/dt (pendiente). La variación de la concentración en el tiempo es lineal porque la velocidad es constante.

Ecuaciones Cinéticas

Orden de reacción: La ecuación cinética es una expresión matemática que relaciona la velocidad con la concentración de los reactivos: V = k[A]^a[B]^b. El exponente al que está elevada la concentración de cada reactivo en la ecuación de velocidad se llama orden parcial. La suma de los exponentes a los que están elevadas las concentraciones de los reactivos en la ecuación de velocidad se denomina orden total de la reacción u orden de reacción.

Unidades de k según el orden de reacción: 0: mol*L^-1*s^-1; 1: s^-1; 2: mol^-1*L*s^-1.

Mecanismo de Reacción

Procesos complejos que se producen por sucesivas etapas sencillas (reacciones elementales). Molecularidad: Número de átomos, moléculas o iones que intervienen en una reacción elemental.

Teoría de Colisiones

La velocidad de reacción es proporcional al número de colisiones de partículas de los reactivos en un segundo. Los choques entre partículas de reactivos no son todos eficaces. Solo una parte de los choques son eficaces. Un choque eficaz requiere: 1. Orientación adecuada. 2. Moléculas con suficiente energía cinética.

Teoría del Estado de Transición o Complejo Activado

Aplicación de la teoría de colisiones que indica que toda reacción tiene lugar en un estado intermedio o complejo activado. El complejo activado es un agregado de partículas de reactivos en el que algunos de sus enlaces se han debilitado y se han formado nuevos. Acumula toda la energía de los reactivos, es inestable y evoluciona hacia los productos de la reacción. La energía necesaria para pasar de reactivos a complejo activado es la energía de activación.

Ecuación de Arrhenius

Relaciona la energía de activación con la temperatura absoluta y con la constante de velocidad k: k = Ae^-Ea/RT.

Catalizadores

Sustancias que aumentan la velocidad de reacción, no se consumen en la reacción y no aparecen en la ecuación. Los inhibidores son sustancias que disminuyen la velocidad de reacción. La catálisis es la acción de los catalizadores, que cambian el mecanismo de la reacción, haciendo que transcurra por otro camino, disminuyendo la energía de activación. Hay más moléculas con energía cinética suficiente para que los choques sean eficaces y aumente la velocidad de reacción. Un catalizador modifica las magnitudes cinéticas, no las variables termodinámicas.

Catálisis homogénea: Catalizador en el mismo estado que los reactivos. Ejemplo: obtención de H₂SO₄ en cámaras de plomo. Catálisis heterogénea: Catalizador en distinto estado que los reactivos (sólido y reactivos líquidos o gaseosos). La reacción ocurre en la superficie del catalizador, se eliminan los productos y se adsorben nuevos reactivos.