Cambios de la Materia: Termodinámica y Cinética Química

Cambios de la Materia

Tipos de Cambios

Un cambio es la transformación de un sistema a lo largo del tiempo.

Cambio físico: No hay modificación de la materia (mecánica, la electricidad, el magnetismo…).
Cambio químico: Implica una modificación de la materia. Tienen asociados cambios energéticos. Lo estudia la termodinámica química o termoquímica.

Las materias que se transforman las llamamos reactivos y las que obtenemos, productos. El proceso o cambio es la reacción química.

Cambio químico = reordenamiento de átomos = reestructuración de enlaces

Leyes de la Química

Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier (1785): Estableció la ley de la conservación de la masa: En cualquier cambio químico la masa se conserva.
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust (1801): Estudia el análisis químico, enunció la ley siguiente: Cuando dos elementos se combinan para dar un compuesto, lo hacen en una relación de masas fija. Generalización: Cuando dos sustancias se combinan lo hacen siempre en una proporción de masas fija.
Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton (1803): Si una o más sustancias químicas reaccionan con una cantidad fija de otra para dar sustancias diferentes, lo hacen con una relación de números enteros sencillos.
Ley de Gay-Lussac (1808) o ley de los volúmenes de combinación: Los volúmenes de sustancias gaseosas que intervienen en una transformación química (medidas en las mismas condiciones de presión y temperatura) están en una relación de números enteros.
Hipótesis de Avogadro y el número de Avogadro: En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de cualquier gas tienen el mismo número de moléculas.

Tipos de Reacciones

Reacciones de síntesis: Es la combinación de diversos reactivos para dar lugar a un producto.
Reacciones de descomposición: A partir de un solo reactivo y con aporte energético, este se transforma en dos o más sustancias.
Reacciones de desplazamiento o sustitución: Reacción entre un compuesto y un elemento. El elemento se integra en el compuesto y libera otro elemento que formaba parte del compuesto inicial.
Reacciones de doble descomposición: Consiste en la reacción entre dos compuestos con doble intercambio entre cationes y aniones.
Reacciones de reagrupamiento interno: Poco abundantes, se basan en el cambio de un compuesto a otro que tiene mismos átomos pero diferente estructura.
Reacciones de combustión de productos orgánicos: Los productos orgánicos que tienen sólo C y H (hidrocarburos) o bien C, H y O hacen la combustión dando siempre dióxido de carbono y agua.

Ecuación Química

Un cambio químico o reacción química se expresa mediante una ecuación química Reactivos – Productos. Los reactivos se sitúan a la izquierda y los productos de la reacción, a la derecha, separados por una flecha.

Si las sustancias de la reacción están en disolución acuosa, se simboliza mediante el subíndice (aq). Si están en estado líquido o en disolución y como consecuencia de la reacción se produce un producto sólido, se dice que precipita y se puede simbolizar en la ecuación química con una flecha hacia abajo. Si los reactivos están en estado sólido, líquido o en disolución y como producto se obtiene un gas, se puede simbolizar con una flecha hacia arriba. Si la ecuación química se escribe, total o parcialmente, en forma iónica, se debe indicar la carga de cada ion.

Igualación de las Ecuaciones Químicas

Una ecuación química está igualada cuando en los reactivos hay el mismo número de átomos de cada uno de los elementos que en los productos.

Para igualar ecuaciones químicas, es recomendable seguir los siguientes pasos:

Igualar los átomos que no sean ni H ni O.
Igualar luego los átomos de H
Igualar, finalmente, los átomos de O

Ante cada sustancia de la reacción se puede poner cualquier número que creamos conveniente de acuerdo con la reacción. Los números deben ser los más pequeños posibles. Si no ponemos ningún número delante de la sustancia, se entiende que hay el 1. Si nos referimos al mundo macroscópico (moles), pueden ser fraccionarios, si nos referimos al mundo microscópico (moléculas), sólo pueden ser números enteros.

Estequiometría

Es el estudio cuantitativo de las reacciones químicas.

Método General

Inicialmente: La lectura del enunciado es la parte más importante en la resolución de un problema. Esta lectura nos debe permitir distinguir dos partes básicas:

¿Qué datos nos dan?
¿Qué cuestiones nos piden?

Reactivo Limitante

Es la sustancia reaccionando que se acaba primero, determina el fin de la reacción. El combustible es casi siempre el reactivo limitante, ya que el oxígeno está en abundancia en la atmósfera.

Pureza de los Reactivos

La mayoría de los reactivos comerciales no son puros, no son del 100% en el producto.

Rendimiento de la Reacción

En una experimentación en un laboratorio o industria se realizan unos cálculos teóricos respecto a la cantidad de producto que se espera en la reacción.

Fórmulas Empíricas y Moleculares

Empíricas: Es la relación más sencilla entre los átomos de un compuesto.
Moleculares: Es la expresión del número real de átomos que forman un compuesto.
Simple: Sólo indica el número de átomos.
Semidesarrollada: Expresa la organización de los átomos linealmente.
Desarrollada: Simboliza los átomos de la fórmula molecular distribuidos en el espacio tal como es la realidad.

Composición Centesimal de un Compuesto

Es el número de gramos de cada elemento o grupo de elementos por cada 100 gramos del compuesto.

Fórmula Empírica de un Compuesto

Es imprescindible saber la proporción en moles de cada uno de los elementos en el compuesto.

Fórmula Molecular de un Compuesto

Es igual que la empírica o un múltiplo de ésta. Para conocer la fórmula molecular necesitamos saber:

La fórmula empírica.
La masa molecular

El método para su cálculo tiene tres etapas:

Conocer la fórmula empírica.
Obtener la masa molecular.
Calcular la fórmula molecular.

Isomería

Fenómeno por el cual, pese a que los compuestos químicos tengan la misma fórmula molecular, son diferentes entre ellos y tienen propiedades diferentes.

Tipos de Isomería

Plana o estructural: Compuestos que tienen fórmulas moleculares idénticas, pero difieren en el orden en que los átomos están enlazados en las moléculas.
De cadena: Compuestos que tienen la misma fórmula, pero presentan diferentes maneras de agruparse, es decir, cadenas diferentes.
De posición: Compuestos que tienen la misma fórmula, pero difieren en…

Termodinámica Química

Estudia los cambios de la materia desde un punto de vista energético. Separa la reacción en estudio de todo aquello que la rodea. Aparece el concepto de sistema: Una cierta cantidad de materia aislada del resto del Universo con el fin de estudiarla. Los cambios que acontecen es un sistema se denomina proceso.

Tipos de Sistemas

Sistema abierto: Permiten el intercambio de materia y energía con los alrededores.
Sistema cerrado: No permiten el intercambio de materia, pero sí de energía.
Sistema aislado: No intercambian materia ni energía con el entorno.

Variables Termodinámicas

Si queremos estudiar cualquier proceso termodinámico, donde intervienen cambios de materia y energía, necesitamos unas magnitudes que nos definan las condiciones de ese proceso en un instante dado.

Tipos de Variables

la masa, el índice de refracción, la densidad, la viscosidad, el volumen, la temperatura, la presión, la concentración

Las variables de estado permiten situar exactamente el estado termodinámico del sistema. Las funciones de estado son las variables que estudian las transformaciones termodinámicas (químicas o físicas). La variación de una función de estado en un proceso termodinámico sólo depende de los valores de esta función de estado al inicio y al final del proceso, no del camino seguido.

Las principales funciones de estado Termodinámicas son: el volumen, V; la presión, P, la temperatura, T; la energía interna, U, la entalpía, H; la entropía, S, y la energía libre de Gibbs, G.

Calor y Trabajo

En todo proceso químico, en un sistema no aislado, se produce un intercambio de energía con el medio exterior. Esta energía se puede presentar de diferentes maneras: mecánica, calorífica, eléctrica…, todas relacionadas entre ellas. En el estudio de las relaciones entre la energía y las reacciones químicas, interesan la calorífica y la mecánica. La diferencia entre ellas se evidencia en las condiciones de la transferencia:

Si hay una diferencia de temperatura entre el sistema y el entorno, la energía puede transferirse en forma de calor (Q).
Si hay diferencia en el estado del movimiento, la transferencia puede ser en forma de trabajo (w).

Calor

Depende de la variación de temperatura y de la masa.

Trabajo

Es la fuerza aplicada a un cuerpo para realizar un cierto desplazamiento. En termodinámica este trabajo es de compresión o de expansión, y lo definimos como la energía transmitida a un sistema en aplicar una fuerza exterior.

Energía Interna. Primer Principio de Termodinámica

En toda reacción química se cumple la ley de conservación de la masa. Junto con esta ley se cumple el primer principio de termodinámica, que es la ley de conservación de la energía: la energía de un sistema se conserva. La energía de un sistema es la suma de todas las energías (cinética, potencial, vibratoria, etc.), que poseen las moléculas que lo conforman, y la llamada energía interna, U. Esta energía se transfiere en forma de calor y trabajo. No es posible medir el valor absoluto de la energía interna. Sólo se puede medir su variación (julios (J) y kilojulios (KJ)).

Convenio de signos:

Todo término energético, transferidos al sistema es positivo.
Todo término energético transferido por el sistema es negativo.

De acuerdo con el convenio IUPAC, encontramos que:

Si el entorno realiza un trabajo sobre el sistema, éste será positivo, ya que la energía es transferida al sistema.
Si el sistema realiza un trabajo sobre el entorno, éste será negativo, ya que la energía es transferida por el sistema.
Si el sistema absorbe calor del entorno, esta energía se transmite al sistema y, por tanto, tendrá signo positivo.
Si el sistema desprende calor, este tendrá signo negativo, ya que la energía es transferida por el sistema.

Los procesos que desprenden calor se denominan exotérmicos. Los procesos que absorben calor se llaman endotérmicos.

Entalpía

En toda reacción a volumen constante el cambio de energía interna sólo es causado por el calor transferido en el proceso. Todas las reacciones gaseosas donde no hay variación de número de moles entre los productos y reactivos, los valores de calor a presión constante (entalpía) y volumen constante (energía interna) coinciden.

Entalpía de Formación

La variación de entalpía de una reacción depende del estado físico de los reactivos y productos, así como de las condiciones de presión y temperatura a las que se realiza la reacción. Por ello, y con el fin de poder comparar las variaciones múltiples de diferentes reacciones, se han definido unas condiciones de referencia que llamamos condiciones estándares. La entalpía normal o estándar de los elementos en su forma habitual más estable se define como cero. El cambio de entalpía que se produce en la reacción de formación de un mol de compuesto partiendo de los elementos que lo constituyen en su estado habitual y estable en las condiciones normales de presión y temperatura se denomina entalpía de formación estándar.

La Ley de Hess de las entalpías de reacción fue enunciada por este químico ruso a mediados del siglo pasado y la dedujo antes de que fuera enunciado el primer principio de termodinámica. Nos dice que si una reacción química se puede expresar como una suma algebraica (suma o diferencia) de otras reacciones químicas parciales, la entalpía de aquella reacción, como es una función de estado, valdrá también la suma algebraica de las entalpías de las reacciones parciales.

La Entropía

En el Universo todos los movimientos de los cuerpos y todos los procesos tienden a un estado de energía mínima. Con los procesos químicos también ocurre esta tendencia: la espontaneidad de una reacción química depende en buena parte del estado de energía mínima del sistema formado por reactivos y productos de reacción. En toda reacción interviene otra magnitud llamada entropía, S, que mide el grado de desorden de un sistema.

Segundo Principio de Termodinámica

En los cambios espontáneos del Universo tiende al estado de máximo desorden, es decir, de máxima entropía.

Tercer Principio de Termodinámica

Todo sólido cristalino ordenado ya la temperatura de 0K tiene una entropía, S, nula, S = 0.

Espontaneidad de las Reacciones: La Energía Libre de Gibbs

Hay reacciones que ocurren espontáneamente. Otros necesitan un aporte energético para que ocurran. Gibbs encontró la ecuación matemática que ligaba la entropía con la entalpía. Así, para todo proceso a presión constante, definió el concepto de entalpía libre o energía libre de Gibbs como:

G = H – TS

donde S es la entalpía del sistema, T, la temperatura en K y H la entalpía del sistema.

Entalpía Libre de Formación

El cambio de energía libre de Gibbs es necesario para formar un mol de compuesto a partir de los elementos en estado fundamental y en condiciones normales de presión y temperatura, es lo que llamamos entalpía libre de formación.

Cinética Química

La Velocidad de las Reacciones

Determina la rapidez con que los reactivos se transforman en productos. Si los componentes de la reacción son gaseosos, en lugar de hablar de concentraciones, podemos hablar de presiones parciales. La velocidad de reacción es la derivada de la concentración respecto al tiempo de cualquier reactivo o producto, dividida por su coeficiente estequiométrico y convertida en un número positivo. La velocidad de reacción se suele estudiar a partir de la variación de las concentraciones de los reactivos.

Teorías de las Reacciones Químicas

Para explicar, de manera general, cómo ocurren las reacciones químicas, los científicos han elaborado dos teorías: la teoría de las colisiones y la teoría del estado de transición que se complementan entre sí.

La Teoría de las Colisiones

Supone que todas las moléculas disponen de una gran energía cinética al moverse a enormes velocidades y que topan las unas con otras continuamente. El hecho de que un choque sea eficaz o no eficaz depende de dos factores:

La energía que tienen las moléculas.
La orientación de los choques.

Energía que Tienen las Moléculas

Las moléculas de los reactivos, a una temperatura dada, no tienen todas la misma energía cinética. A cada temperatura, podemos hacer una distribución del número de moléculas, A, que tienen una cierta energía. A una temperatura dada, sólo las más energéticas conseguirán, al chocar con otros, romperse mutuamente los enlaces y dar lugar a productos. A la energía mínima necesaria, se le llama energía de activación.