Fundamentos de Termodinámica y Cinética Química: Velocidad, Entropía y Ley de Hess

Ley de Hess

Si una reacción puede producirse en varias etapas, reales o teóricas, su variación de entalpía es igual a la suma de las entalpías de reacción de estas reacciones intermedias.

Diagramas Entálpicos y el Complejo Activado

Los diagramas entálpicos representan las energías puestas en juego en una reacción química utilizando la Teoría del Complejo Activado.

El Complejo Activado y la Energía de Activación

Según esta teoría, cuando los reactivos se aproximan, se produce un estado intermedio de alta energía y corta duración que es el complejo activado.

En dichos diagramas podemos representar la energía de activación ($E_a$), que es la energía que necesitan absorber las moléculas de los reactivos para que se forme el complejo activado.

• Una reacción lenta tendrá una alta energía de activación.
• Una reacción rápida tendrá una baja energía de activación.

Entropía (S)

La Entropía (S) es una función de estado que mide el grado de desorden molecular de los sistemas.

• Aumenta cuando el sistema se desordena.
• Disminuye cuando aumenta el orden molecular.

Velocidad de Reacción

Velocidad Media

La velocidad media de una reacción se mide a partir de la disminución de la concentración de un reactivo o el aumento de la concentración de un producto en un intervalo de tiempo.

Velocidad Instantánea

La velocidad instantánea se expresa mediante la derivada de la concentración con respecto al tiempo de un reactivo o de un producto, dividida por su correspondiente coeficiente estequiométrico y convertida en una cantidad positiva. Es el valor de la velocidad en un tiempo determinado.

Catalizadores

Un catalizador es una sustancia que, estando presente en una reacción química, produce una variación de su velocidad sin ser consumida durante su transcurso. Participan en la reacción, pero no se ven alterados por ella.

• Catalizadores positivos: Aumentan la velocidad de la reacción.
• Catalizadores negativos (Inhibidores): Disminuyen la velocidad de la reacción.

Teoría de las Colisiones

Para que tenga lugar una reacción química, debe producirse el choque o colisión de las partículas de los reactivos (sean estas átomos, moléculas o iones).

Este choque debe ser eficaz. Para que lo sea, las partículas deben cumplir dos condiciones:

1. Disponer de la energía cinética suficiente para que se realice el reordenamiento de los enlaces y la formación de una nueva sustancia.
2. Colisionar con la debida orientación.

Profundización en la Teoría del Complejo Activado

Cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que, en el choque, da lugar a un estado intermedio de alta energía y corta duración: el complejo activado.

El complejo activado es una combinación de moléculas que pueden dar lugar a los productos o bien volver a producir los reactivos iniciales.

Definición de Energía de Activación

Solo se llega a formar si las moléculas de los reactivos disponen de una energía igual o superior a la denominada Energía de Activación ($E_a$). La $E_a$ es la energía adicional que deben absorber las moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo activado.