Termodinámica y Conceptos Fundamentales en Química

La termodinámica es la ciencia que estudia los cambios energéticos que acompañan a los procesos químicos o físicos. La energía es la capacidad para efectuar un trabajo o para transferir calor.

Tipos de Energía

• Energía cinética: energía disponible como consecuencia del movimiento de un objeto.
• Energía potencial: energía disponible en función de la posición de un objeto.
• Energía térmica: energía asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas.
• Energía química: energía que depende de la composición de la sustancia. Cuando los cuerpos se transforman en otros distintos, se produce una variación de energía cuya magnitud depende de la naturaleza y de la masa de las sustancias reaccionantes.

El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas.

Sistemas Termodinámicos

• Sistema abierto: puede intercambiar materia y energía (por lo general en forma de calor) con sus alrededores.
• Sistema cerrado: permite la transferencia de energía (calor) pero no de materia.
• Sistema aislado: no permite la transferencia de materia ni energía.

Procesos Termodinámicos

• Exotérmico: el sistema transfiere energía térmica hacia sus alrededores.
• Endotérmico: los alrededores deben suministrar calor al sistema.

Un estado de equilibrio es aquel en el cual las unidades macroscópicas del sistema, tales como su temperatura, densidad y composición química están definidas y no cambian con el tiempo. Una función de estado es una propiedad del sistema que tiene cierto valor definido para cada estado y es independiente de la manera en que se alcanzó dicho estado.

Leyes de la Termodinámica

1. Primera ley de la termodinámica: la cantidad total de energía del universo es constante o bien la energía se puede convertir de una forma a otra, no se puede crear ni destruir.

Entalpía

La entalpía (H) cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. El cambio de entalpía o entalpía de reacción es la diferencia entre las entalpías de productos y las entalpías de los reactivos.

La ley de Hess establece que la variación de entalpía que acompaña a una reacción solamente depende de la naturaleza de los reactivos y de los productos y es independiente del camino o del número de pasos que haya entre ellos. La entalpía estándar de formación (∆Hof) es el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su estado estándar. La entalpía estándar de reacción (∆Hor) es el cambio de entalpía cuando ocurre una reacción en condiciones de estado estándar.

Calorimetría y Capacidad Calorífica

La calorimetría consiste en la medición de los cambios de calor. El calor específico (s) (es una propiedad intensiva) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado centígrado la temperatura de un gramo de sustancia. Sus unidades son julios/gramos. Grados C. La capacidad calorífica (C) (es una propiedad extensiva) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado centígrado la temperatura de una determinada cantidad de la sustancia. Sus unidades son julio / grados centígrados. La relación entre las dos anteriores es (C=ms).

Cambios de Fase

Los cambios de fase son cambios físicos que se caracterizan porque cambia el orden molecular. La evaporación o vaporización es el proceso en el cual un líquido se transforma en gas. El calor molar de vaporización (∆Hvap) es la energía necesaria para evaporar un mol de líquido. El calor molar de fusión (∆Hfus) se define como la energía necesaria para fundir un mol de sólido. La sublimación es el proceso en el cual las moléculas pasan directamente de sólido a vapor. El proceso inverso se denomina deposición. El calor molar de sublimación (∆Hsub) es la energía necesaria para sublimar un mol de sólido y es igual a la suma de los calores molares de fusión y vaporización.

Inflamabilidad y Combustión

• Límite inferior de inflamabilidad: es aquella concentración de hidrocarburo por debajo de la cual no hay suficiente hidrocarburo gaseoso para soportar y propagar la combustión.
• Límite superior de inflamabilidad: es aquella concentración de hidrocarburo por encima de la cual no hay suficiente cantidad de oxígeno para soportar y propagar la combustión.
• Temperatura de inflamación: mínima temperatura a la que un petróleo determinado emite vapores susceptibles de formar una mezcla inflamable que sufrirá combustión si hay presente una fuente de ignición, pero sin un proceso de continuidad.
• Petróleos no volátiles: punto de inflamación 60 grados C o superior.
• Petróleos volátiles: punto de inflamación inferior a 60 grados C.
• Temperatura de combustión: temperatura a la cual hay suficiente vapor de petróleo por encima de su superficie para hacer posible que la mezcla, una vez que se inició la combustión, continúe quemándose.

Entropía y Segunda Ley de la Termodinámica

La primera ley de la termodinámica establece que los procesos espontáneos que absorben calor tienen una característica común: en cada caso el sistema va de un estado más ordenado a otro menos ordenado. La entropía es una medida del desorden de un sistema. El cambio de entropía para un proceso será ∆S=Sf-Si. La segunda ley de la termodinámica establece que la entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio. ∆Suniv : ∆Ssist+∆Samb>0 (proceso espontáneo) ∆Suniv=∆Ssist+∆Samb=0 (proceso en equilibrio).

Tercera Ley de la Termodinámica

La tercera ley de la termodinámica establece que la entropía de una sustancia cristalina perfecta es cero a la temperatura del cero absoluto; permite determinar la entropía absoluta de las sustancias.

Energía Libre

La energía libre estándar de reacción es el cambio de energía libre de una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar, cuando los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar. La energía libre estándar de formación de un compuesto es el cambio de energía libre que se presenta cuando se sintetiza un mol de compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar.

Cinética Química

El mecanismo de reacción es la secuencia de estados elementales que conducen a la formación del producto. La molecularidad de reacción es el número de moléculas que reaccionan en un paso elemental. El paso determinante de la velocidad es el paso más lento de la secuencia de pasos que conducen a la formación del producto. La velocidad de reacción es el cambio de la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo. La velocidad instantánea de la reacción es la variación de la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo, dividida por el respectivo coeficiente estequiométrico, en el momento considerado.

Teoría Cinética Molecular y Factores que Afectan la Velocidad de Reacción

La teoría cinética molecular de los gases establece que las moléculas de los gases chocan frecuentemente unas con otras. La concentración: cualquier cambio en la concentración de los reactivos produce un cambio en la velocidad de reacción. La presencia de más moléculas, átomos o iones en un volumen dado se traduce en un mayor número de colisiones por unidad de tiempo y por tanto una mayor probabilidad de que haya reacción. La temperatura: la velocidad de las reacciones químicas aumenta al elevar la temperatura, por una parte aumenta el número de moléculas con una energía igual o mayor que la de activación, lo que se traduce en un número mayor de choques efectivos y por otra parte aumenta la velocidad de las moléculas y por tanto el número de choques. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción mediante la disminución de la energía de activación. Lo hace mediante un mecanismo alternativo de la reacción. Los catalizadores se clasifican en homogéneos (presentes en una fase igual a la de los reactivos) y heterogéneos (presentes en una fase distinta).

Equilibrio Químico

El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes (es un proceso dinámico). El principio de Le Chatelier establece que siempre que un factor externo perturbe el equilibrio de un sistema, este reaccionará tratando de anular el efecto perturbador.

Ácidos y Bases

Los ácidos tienen sabor agrio, ocasionan cambios de color en pigmentos vegetales (el tornasol pasa de azul a rojo), reaccionan con los metales para producir hidrógeno, sus disoluciones acuosas conducen la electricidad. Las bases tienen sabor amargo, ocasionan cambios de color en pigmentos vegetales opuestos a los ácidos (el tornasol pasa de rojo a azul), sus disoluciones acuosas conducen la electricidad.

Teorías Ácido-Base

• Arrhenius: definió los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+, y a las bases que se ionizan en agua para formar iones OH-.
• Brønsted y Lowry: dieron una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que estos estén en disoluciones acuosas: ácido donador de protones. Base: aceptor de protones. Un ácido que pierde un protón se convierte en su base conjugada y una base que gana un protón se convierte en su ácido conjugado.
• Ácidos monopróticos: cada unidad del ácido libera un ion hidrógeno en la ionización. Los iones intermedios de los ácidos dipróticos y tripróticos son anfipróticos: pueden ceder o aceptar protones dependiendo con la sustancia que reaccionen.
• Lewis: ácido de Lewis: sustancia que puede aceptar un par de electrones, base de Lewis: sustancia que puede donar un par de electrones.

Hidrólisis y Disoluciones Reguladoras

La hidrólisis consiste en la reacción de un anión o un catión de una sal, o de ambos con el agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal determina el pH de una disolución. Clasificación de las sales: 1) sales que producen disoluciones neutras, proceden de un ácido fuerte y de base fuerte. No se produce hidrólisis ni del anión ni del catión: NaCl. 2) SALES QUE PRODUCEN DISOLUCIONES BÁSICAS: proceden de ácido débil y base fuerte, se hidroliza el anión. 3) sales que producen disoluciones ácidas: proceden de ácido fuerte y base débil se hidroliza el catión. El grado de hidrólisis es el número de moles hidrolizados / número de moles iniciales. Las disoluciones reguladoras o amortiguadoras están constituidas por un ácido o una base débiles y una de sus sales.

Precipitación y Solubilidad

La precipitación es la aparición de una fase sólida en el seno de un líquido, bien sea por adición de un reactivo que forme un producto insoluble con algunos componentes de la disolución, o bien por la concentración del mismo hasta sobrepasar la saturación. Un precipitado es el producto sólido que se ha formado. El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. La precipitación fraccionada ocurre cuando en una disolución existen varios iones capaces de precipitar con un reactivo común, es posible precipitar escalonadamente dichos iones hasta llegar a un punto en que la precipitación puede ser simultánea. El efecto del ion común: si se tiene un precipitado en equilibrio con una disolución saturada de sus iones y se añade un electrolito que contenga uno de sus iones, la solubilidad del precipitado disminuye hasta que el valor del producto iónico se iguala de nuevo al del producto de solubilidad. El efecto salino: en medios de elevada concentración salina los precipitados son más solubles. Las reacciones de desplazamiento: si se disminuye la concentración en la disolución de alguno o de todos los iones que forman un precipitado hasta el punto que el producto iónico sea inferior al producto de solubilidad, se disolverá dicho precipitado.

Reacciones Redox

Una reacción de oxidación es una semirreacción que implica una pérdida de electrones. Una reacción de reducción implica una ganancia de electrones. El número de oxidación o estado de oxidación de un átomo es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Un agente oxidante es una sustancia que puede aceptar electrones de otra sustancia o aumentar el número de oxidación de otra sustancia, por lo tanto se reduce. Un agente reductor es una sustancia que puede donar electrones a otra sustancia o disminuir el número de oxidación de otra sustancia, por lo tanto se oxida. En las reacciones redox debe cumplirse: electrones ganados = electrones perdidos, aumento en el número de oxidación = descenso en el número de oxidación.

Método del Ion-Electrón

Método del ion común: 1) se escribe la ecuación de la reacción en su forma iónica. 2) se identifican las sustancias que se oxidan y se reducen. 3) se igualan los átomos de cada semirreacción.

Celdas Electroquímicas

Las celdas galvánicas o voltaicas producen energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea. Una celda electrolítica emplea energía eléctrica procedente del exterior de la celda, para producir una reacción redox. La fuerza electromotriz (fem) o voltaje de la celda es la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo y se expresa en voltios. El potencial estándar de reducción (E0) es el voltaje asociado con una reacción de reducción en un electrodo cuando todos los solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm.