Termodinámica

Fórmulas:

• P·V=n·R·T
• m=d·V
• w=P·ΔV (trabajo de expansión. P se mide en N/m²=Pascales)
• Q=m·C_e·ΔT
• ΔU=ΔH-n·R·T ó -n·R·T = -w= -P·ΔV (1er principio de termodinámica)
• Q_v=ΔU (reacción isocórica: v=cte)
• Q_p=ΔH (reacción isobárica: p=cte)
• ΔHº_r=ΣΔHº_{f (productos)} – ΣΔHº_{f (reactivos)}
• ΔHº_r=ΣniEe_(rotos) – ΣniEe_(formados)
• ΔG=ΔH-T·ΔS

Diagramas entálpicos:

• Endotérmico: ΔH=H_productos – H_reactivos>0
• Exotérmico: ΔH=H_productos – H_reactivos<0

Espontaneidad: (ΔG=ΔH-T·ΔS)

• Espontánea: ΔG <0
• No espontánea: ΔG > 0 ó ΔH > T·ΔS
• En equilibrio: ΔG = 0 ó ΔH = T·ΔS (espontaneidad)

Orden de agregación:

• Sólido: mínimo desorden (no movimiento)
• Líquido: medio desorden (movimiento leve)
• Gaseoso: máximo desorden (movimiento rápido)

Entropía:

• ΔS<0 disminución del desorden
• ΔS>0 aumento del desorden

Temperatura:

• Temperatura pequeña: parte positiva
• Temperatura alta: parte positiva>parte negativa ⇒ desorden

Condiciones normales: 1atm y 0ºC
Condiciones estándar: 1 atm y 25ºC

NOTAS:

• A la energía de los enlaces rotos hay que añadirle la energía de sublimación (cambio de sólido a líquido) si es que la hubiera.
• Para hallar la temperatura a la que una reacción sería o no espontánea (según el caso) deberíamos igualar ΔG a 0 (ΔG=0) y despejar T de la ecuación de la energía libre de Gibbs.
• Cuando tenemos que hallar la variación de entalpía estándar de formación de algún compuesto a partir de las entalpías estándares de combustión de otros compuestos (Ley de Hess) debemos dejar la variación de entalpía de formación que queremos hallar con signo negativo al final de la ecuación (como si fuera la entalpía de los reactivos).

Ejemplo:

C₂H₂+ 5/2 O₂ → 2 CO₂ + H₂O
ΔHº_r=ΣΔHº_{f (productos)} – ΣΔHº_{f (reactivos)} (ΔHº_r = será la entalpía de combustión del compuesto del que queremos hallar la entalpía de formación)
[ΔHº_c(H)= -285.8 Kj ; ΔHº_c(C)= -393.3 Kj ; ΔHº_c(C₂H₂)= -1298.3 Kj]
-1298.3= [2·(-393.3)+(-285.3)] – ΔHº_f(C₂H₂) =
ΔHº_c(C₂H₂) = 226.4 Kj

Cinética química

aa+bB→cC+dD; v=k·[A]^p·[B]^q reac. elem.: v=k·[A]^a·[B]^b v_d=k_d[A]^a[B]^b; v_i=k_i[A]^a[B]^b; K_eq=k_d/k_i=[Y]^y·[Z]^z/[A]^a·[B]^b; k=A·e^-E_a/RT

^E_a=E. necesaria para formar complejo activado. Molec.=nº de esp. qimicas q. int. en ellas cmo reactivos.

• La cinética química es la parte de la química que trata de la velocidad con que se suceden las reacciones, de los factores que influyen en ella y del mecanismo a través del cual los reactivos se transforman en productos.
• La velocidad de reacción representa la rapidez con que tiene lugar la transformación química de unas sustancias, que son los reactivos, en otras distintas, los productos.
• 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.
• 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.
• Teoría de las colisiones. Para que tenga lugar una reacción química debe cumplirse necesariamente que el choque o colisión de las partículas de los reactivos, sean átomos, moléculas o iones. Para que se garantice la reacción debe cumplirse que: la energía cinética sea suficiente para que tenga lugar el reordenamiento de los enlaces y se forme la nueva sustancia y que colisionen con la debida orientación. Si cumplen esto se denomina choque eficaz.
• Teoría del complejo activado. Es un estado intermedio de alta energía y corta duración. La energía de activación es la energía adicional que deben absorber las moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo activado. La reacción solo comienza cuando las moléculas de los reactivos alcanzan la barrera energética que supone la energía de activación. + Energía de activación – velocidad de reacción à pocos choques y viceversa
• Ecuación de la velocidad: es una expresión matemática que relaciona la velocidad instantánea de una reacción en un momento dado con las concentraciones de los reactivos presentes en ese momento. La k es la constante de velocidad, depende de la temperatura y es independiente de la concentración.
• Orden de una reacción respecto de un reactivo es el exponente al que se eleva la concentración de éste en la ecuación de la velocidad.
• Orden global de una reacción es la suma de los exponentes a los que están elevadas las concentraciones de los reactivos en la ecuación de velocidad.

Factores que influyen en la velocidad de reacción

• Temperatura de reacción: la elevación de temperatura produce aumento de la velocidad de reacción. De la ecuación de Arrhenius podemos deducir que la constante de velocidad es directamente proporcional a la frecuencia de los choques, es mayor cuanto menor es la energía de activación y aumenta con la temperatura.
• Concentracion de los reactivos: el aumento de la concentración favorece la velocidad de reacción porque esto implica un aumento del número de colisiones entre las partículas.·Si una sustancia reacciona más rápidamente que otra principalmente es por su naturaleza química, luego por su estado físico, las reacciones homogéneas entre gases o líquidos son más rápidas que las sólidas, y por ultimo influye el grado de división de los sólidos.
• Un catalizador es una sustancia que, estando presente en una reacción química, produce una variación de su velocidad sin ser consumida durante el transcurso de aquélla. Los catalizadores positivos son los que aumentan la velocidad de reacción y los catalizadores negativos o inhibidores son los que disminuyen la velocidad de reacción.