Principios Fundamentales de Química: Cinética, Ácido-Base y Termodinámica

Modelo de Choques y Cinética Química

Las moléculas de reactivos deben chocar entre sí para producir reacción química. Para que sea eficaz, deben tener orientación adecuada y energía cinética suficiente (si no, las moléculas rebotan). Moléculas de productos también pueden chocar entre sí (procesos reversibles).

Equilibrio dinámico entre procesos: la concentración de sustancia es constante; su velocidad de formación es igual a su velocidad de desaparición.

Importancia de la velocidad de reacción: obtención de productos industriales, desaparición de un contaminante, deterioro de alimentos, etc.

La Cinética química estudia la velocidad de reacción, que depende de:

• Naturaleza de los reactivos: Procesos similares a velocidad diferente. Enlace más débil = mayor velocidad.
• Concentración: Más choques en menor volumen = mayor velocidad.
• Superficie de contacto: Mayor velocidad cuando hay mayor superficie de contacto con el ácido.
• Temperatura: La velocidad se duplica aproximadamente cada aumento de 10ºC.
• Catalizador: Sustancia que ayuda a que una reacción dure menos tiempo.

Reacciones Ácido-Base

Autoionización del Agua

Una molécula de agua cede a otra un protón, dando lugar a dos iones: hidronio (H₃O⁺) e hidroxilo (OH^-).

El ion hidronio (H₃O⁺) se forma a partir de una molécula de agua y un protón (H⁺). El protón, al no tener electrones, utiliza un orbital vacío para aceptar un par de electrones de un átomo de oxígeno del agua, formando un enlace covalente dativo. Los tres enlaces covalentes del hidronio son iguales.

Se cumple el producto iónico del agua (Kw): Kw = M(H₃O⁺) x M(OH^-) = 10^-14 mol²/litro².

Disoluciones Neutras, Ácidas y Básicas

Disoluciones Neutras: No afectan a la autoionización del agua. La concentración de iones OH^- baja según suba la de hidronio para que el producto iónico (Kw) sea constante.

M(H₃O⁺)↑ x M(OH^-)↓ = 10^-14 mol²/litro² → pH <>

Disoluciones Ácidas: Tienen una concentración de H₃O⁺ mayor que la de OH^-. El pH es menor que 7 (pH < 7).

Disoluciones Básicas: Como el amoníaco, hacen lo contrario a los ácidos, aumenta la concentración de hidroxilo (OH^-); el pH es mayor que 7 (pH > 7).

Reacciones de Neutralización

Ácidos y bases reaccionan entre sí en proporciones adecuadas y dan lugar a disoluciones neutras (pH = 7). Estas sustancias, además de agua, son sales.

Cuando los ácidos tienen más de un H (protónizable), pueden neutralizarse parcialmente, dando lugar a sales ácidas.

Cuando las bases tienen más de un hidróxido (OH), pueden dar lugar a sales básicas.

Indicadores Ácido-Base

Disolución Ácida: Sabor agrio "vinagr"), producen escozor, reaccionan con algunos metales.

Disolución Básica: Sabor amargo, tacto jabonoso.

Para diferenciarlos se usan indicadores ácido-base: colorantes que dan color en función del pH "se comportan como ácidos débile").

• pH bajo: Color ácido del indicador.
• pH alto: Color básico del indicador.

Zona de viraje: Punto medio entre los dos colores. En los laboratorios se utiliza papel pH.

Fórmulas y Conceptos Termodinámicos Básicos

Fórmulas comunes:

• Molaridad (M) = n/V (moles / volumen)
• Moles (n) = m/M.molar (masa / masa molar)
• Densidad (d) = m/V (masa / volumen)
• Ecuación de los gases ideales: P · V = n · R · T
• Constante de los gases ideales (R): 0,082 L·atm/(mol·K)
• Temperatura (T) en Kelvin: T(K) = T(ºC) + 273,15
• Presión (P) en atmósferas: 1 atm
• Equivalencias de volumen: 1 dm³ = 1 L, 1 L = 1000 cm³
• Rendimiento (%) = 100 * (masa obtenida / masa teórica)

Fórmula de calorimetría (parece incompleta o específica): Q = Ce(m + m₀)(Tf - Ti)

La energía de reacción se intercambia por trabajo y calor. Si se lleva a cabo en una bomba calorimétrica, se da calor a los alrededores.

El calor de reacción a volumen constante (por ejemplo, de metano, 652,5 kJ) no siempre coincide con el calor de reacción a presión constante o entalpía (ΔH).