Reacciones Químicas y Termodinámica: Conceptos Fundamentales

Tipos de Reacciones Químicas

• De adición: A + B → C
• De disociación: A → B + C
• De sustitución: AB + C → AC + B
• Caso general: A + B → C + D

Subtipos de Reacciones

• Combustión: Hidrocarburo + Oxígeno → CO₂ + H₂O
• Oxidación: A + O₂ → AO₂
• Ácido-base: Ácido + Base → Sal + Agua
• Redox: Aquellas en las que un elemento aumenta su número de oxidación y otro lo disminuye.

Reactivo Limitante

Cuando en un problema se nos pide identificar el reactivo limitante o el reactivo en exceso, debemos elegir uno de los reactivos y calcular la cantidad necesaria del otro para que la reacción se complete. Por comparación, determinaremos cuál es el reactivo limitante y cuál el que está en exceso. Toda la ecuación deberá resolverse a partir del reactivo limitante.

Termodinámica

Principio Cero de la Termodinámica

El calor se transfiere desde un cuerpo con mayor temperatura a otro con menor temperatura hasta que ambas se igualan. En este punto, se dice que los cuerpos están en equilibrio térmico. El principio cero de la termodinámica establece que "si dos sistemas, A y B, están cada uno en equilibrio térmico con un tercer sistema, C, entonces A y B están en equilibrio térmico entre sí".

Equivalente Mecánico del Calor

Joule midió la equivalencia o transferencia del movimiento (energía mecánica) al calor mediante el calentamiento con un agitador. Obtuvo que 1 caloría equivale a 4,186 Julios (1 cal = 4,186 J).

Efectos del Calor

• Variación de la temperatura: El calor suministrado a un cuerpo sólido, líquido o gaseoso hace aumentar su temperatura mientras no haya un cambio de fase. Se calcula mediante la fórmula: Q = m · C_e · ΔT, donde Q es el calor, m es la masa, C_e es el calor específico y ΔT es la variación de temperatura.
• Cambio de estado: Para que un cuerpo cambie de sólido a líquido, o de líquido a gas, es necesario suministrarle calor. La cantidad de calor se calcula con la fórmula: Q = C_e · m. Este concepto se aplica comúnmente en los procesos de fusión y ebullición.
• Dilatación: Se refiere al cambio en la longitud de un sólido. Se calcula con la fórmula: L_f = L_i · (1 + λ · ΔT), donde L_f es la longitud final, L_i es la longitud inicial, λ es el coeficiente de dilatación lineal y ΔT es la variación de temperatura.

Resumen de Conceptos de Termodinámica

• Energía interna (ΔU): Solo depende del incremento de temperatura. Si ΔT es constante, entonces ΔU = 0.
• Para que un proceso de expansión sea isotérmico, es necesario suministrar calor, y ese calor debe ser igual a PΔV.
• Si no se suministra calor, el proceso no puede ser isotérmico. En una expansión sin suministro de calor, el gas se enfría. En cualquier proceso, se cumple que ΔU = ΔE_c de las moléculas, y este incremento viene dado por la fórmula ΔE_c = m · C_v · ΔT (aunque el proceso no sea a volumen constante).
• Por lo tanto, ΔU = ΔE_c = m · C_v · ΔT, aunque el volumen no sea constante. No se utiliza el valor C_p porque lleva asociado un trabajo de expansión.
• Observación: Si en un problema sobre un proceso de un gas se conoce ΔT y se proporciona C_v, se puede calcular ΔU con la fórmula anterior, incluso si el proceso no es a volumen constante.

Proceso Adiabático

En un proceso adiabático, Q = 0, lo que significa que no hay intercambio de calor. En este caso, ΔU = -PΔV. En una expansión adiabática, las moléculas perderán velocidad y la temperatura disminuirá.

Segundo Principio de la Termodinámica

• La entropía (S) de un sistema es una medida del desorden. Su valor se calcula como el calor externo dividido por la temperatura absoluta.
• Aumento del desorden: Ocurre cuando se pasa de sólido a líquido, de líquido a gas, o cuando aumentan los moles de gas. En estos casos, la entropía es positiva (mayor que 0), y se proporciona para cada reacción.
• El calor a presión constante de una reacción, Q_p, se calcula como Q_p = ΔU + PΔV. Esto se denomina entalpía (H). La entalpía representa la energía absorbida por el sistema en forma de calor más el trabajo realizado. Es positiva si el sistema absorbe calor (proceso endotérmico) y negativa si el sistema desprende calor (proceso exotérmico).

Espontaneidad de una Reacción

• Si una reacción es exotérmica (ΔH < 0), suele ser espontánea. Si es endotérmica (ΔH > 0), suele no serlo.
• Si la entropía (S) es positiva (aumenta el desorden), la reacción tiende a ser espontánea. Si la entropía es negativa (disminuye el desorden), tiende a no ser espontánea.
• Para determinar la espontaneidad de una reacción, se deben considerar ambos efectos (entalpía y entropía) y se introduce una nueva variable llamada energía libre de Gibbs (G): ΔG = ΔH - TΔS.