Fundamentos Esenciales de Cinética, Equilibrio y Electroquímica

Cinética Química: Velocidad y Mecanismos de Reacción

La Cinética Química (CQ) estudia los mecanismos que presentan etapas de reacción y las reacciones químicas asociadas. Además, estudia la velocidad de reacción (V), una magnitud positiva que expresa la variación de la concentración de reactivos o productos en el tiempo.

La velocidad se calcula como:

$$V = \frac{\Delta [Productos]}{\Delta t} = -\frac{\Delta [Reactivos]}{\Delta t}$$

Se expresa en unidades de molaridad por segundo (M/s).

Factores que Afectan la Velocidad de Reacción

• Naturaleza de las sustancias reaccionantes: La identidad química de los reactivos.
• Concentración de los reactivos: Generalmente, a mayor concentración, mayor velocidad.
• Temperatura: El aumento de temperatura incrementa la velocidad.
• Catalizadores: Sustancias que retardan o aceleran una reacción química sin consumirse ni participar permanentemente en ella.

Aportes Teóricos

Teoría de las Colisiones

Esta teoría postula que las reacciones ocurren debido a choques efectivos entre partículas que poseen la energía suficiente y la orientación espacial adecuada.

• Efecto de la Temperatura: A mayor temperatura, mayor energía cinética, lo que resulta en un mayor número de choques y, por ende, una mayor probabilidad de reacción.
• Efecto de la Concentración: A mayor concentración, mayor número de partículas, lo que incrementa el número de choques y la probabilidad de reacción.

Teoría del Estado de Transición

Para que los reactivos se transformen en productos, deben pasar por un estado intermedio de alta energía denominado Complejo Activado (de mucha energía y poca duración).

La energía necesaria para que se produzca esta transformación se denomina Energía de Activación (la barrera energética que deben vencer los reactivos para convertirse en producto).

Ley de la Velocidad

La velocidad de reacción es directamente proporcional al producto de la concentración de las sustancias reaccionantes elevadas a exponentes apropiados (órdenes de reacción).

Equilibrio Químico

Reacciones Reversibles

Las reacciones reversibles se producen simultáneamente en ambos sentidos (reactivos a productos, y productos a reactivos), por lo que nunca se completan. Se representan con una doble flecha de sentido contrario.

• La reacción que va de reactivo a producto se denomina reacción directa.
• La reacción que va de producto a reactivo se denomina reacción inversa.

Esta condición genera el Equilibrio Químico.

Modificación de las Condiciones de Equilibrio: Principio de Le Châtelier

Ante cualquier modificación externa (cambio de concentración, presión o temperatura), el sistema reaccionará intentando disminuir al mínimo el efecto creado (desplazando el equilibrio).

• Aumento de Concentración de Reactivos: Favorece la reacción directa.
• Aumento de Presión: Favorece la reacción que produce el menor número de moles gaseosos.
• Influencia de la Temperatura: A presión y volumen constantes, el efecto depende de si la reacción es exotérmica o endotérmica.

Equilibrio en Disolución

Disolución de Electrolitos

Los electrolitos son sustancias que, en disolución, conducen la corriente eléctrica debido a la presencia de iones. Los electrolitos en disolución acuosa se disocian principalmente.

• Las disoluciones son eléctricamente neutras.
• Los iones son átomos o grupos de átomos que actúan independientemente unos de otros.
• La disociación es un proceso reversible.

La Disociación Electrolítica es un proceso reversible que alcanza un estado de equilibrio y, además, es un proceso parcial que se define mediante el Grado de Disociación ($\alpha$).

$$\alpha = \frac{\text{Concentración disociada en equilibrio}}{\text{Concentración inicial}}$$

Teorías Ácido-Base

Existen diferentes modelos para definir ácidos y bases:

Teoría de Arrhenius

• Ácido: Sustancia que se disocia dando iones hidrógeno ($H^+$).
• Base: Sustancia que se disocia dando iones hidróxido ($OH^-$).

Teoría de Brønsted-Lowry

• Ácido: Sustancia capaz de ceder iones hidrógeno (protones).
• Base: Sustancia capaz de aceptar iones hidrógeno (protones).

Teoría de Lewis

• Ácido: Sustancia capaz de aceptar un par de electrones.
• Base: Sustancia capaz de ceder un par de electrones.

Electroquímica y Reacciones de Óxido-Reducción (Redox)

Electroquímica

La Electroquímica estudia las variaciones químicas que producen energía eléctrica (reacciones espontáneas, denominadas óxido-reducción o redox). También estudia la utilización de energía eléctrica para producir reacciones no espontáneas (electrólisis).

Reacciones de Óxido-Reducción

Las reacciones redox implican el intercambio de electrones y un cambio en el número de oxidación de los elementos.

Una reacción redox consta de dos semirreacciones:

• Oxidación: Proceso donde una especie pierde electrones.
• Reducción: Proceso donde una especie gana electrones.

Reglas para Asignar el Número de Oxidación

• Elementos en estado natural: 0.
• Oxígeno: -2 (excepto en peróxidos, donde es -1).
• Hidrógeno: +1 (excepto en hidruros metálicos, donde es -1).
• Ion monoatómico: El número de oxidación es igual a la carga del ion.
• Moléculas neutras: La sumatoria de los números de oxidación es 0.
• Iones poliatómicos: La sumatoria de los números de oxidación es igual a la carga del ion.

Método Ion-Electrón para el Balanceo de Reacciones Redox

1. Asignar el número de oxidación de reactivos y productos.
2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.
3. Balancear la masa de los elementos redox.
4. Balancear los electrones ganados o perdidos en cada semirreacción.
5. Balancear el hidrógeno (H) y el oxígeno (O) usando agua ($H_2O$) e iones $H^+$ (o $OH^-$ si es medio básico).
6. Sumar las semirreacciones y simplificar.