Ley de Hess
Si una reacción puede realizarse en varias etapas, reales o teóricas, su variación de entalpia es igual a la suma de las entalpias de reacción de estas reacciones intermedias.
Entalpia estándar de reacción
A partir de las entalpias estándar de formación.
A partir de las entalpias de enlace.
Entropía estándar de reacción
Energía libre
ESPONTÁNEO
Teorías sobre las Reacciones Químicas
Teoría de las colisiones
Para que tenga lugar una reacción química debe producirse el choque o colisión de las partículas de los reactivos, sean estos átomos, moléculas o iones. Para que el choque sea eficaz, las partículas deben:
- Disponer de la energía cinética suficiente para que se realice el reordenamiento de los enlaces y la formación de una nueva sustancia.
- Colisionar con la debida orientación.
Teoría del complejo activado o del estado de transición
Cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que, en el choque, da lugar a un estado intermedio de alta energía y corta duración: el complejo activado.
La energía de activación es la energía adicional que debe absorber las moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo activado.
Ecuación de la velocidad o ley de la velocidad
Factores que Influyen en la Velocidad de Reacción
- Temperatura de reacción: Por regla general, la elevación de temperatura produce un aumento de la velocidad de la reacción.
La ecuación de Arrhenius relaciona la constante de velocidad, k, con la temperatura:
A = factor que tiene en cuenta la frecuencia de colisiones en la reacción.
e = número e, base de los logaritmos neperianos.
Ea = energía de activación (KJ/mol).
R = constante de los gases.
T = temperatura absoluta (K)
- Concentración de los reactivos: Un aumento de la concentración de los reactivos favorece la velocidad de reacción.
- Naturaleza química de las sustancias
- Estado físico
- Grado de división de los sólidos: Cuanto más aumenta la superficie efectiva de contacto entre ellos, mayor es la probabilidad de que tenga lugar el choque de moléculas.
- Uso de catalizador: 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 la reacción. Pueden ser positivos (aumentan la velocidad de la reacción) y negativos o inhibidores (disminuyen la velocidad de la reacción).
Principio de Le Chatelier
Una alteración externa de los factores (temperatura, presión, concentraciones) que intervienen en un equilibrio induce un reajuste del sistema para reducir el efecto de dicha alteración y establecer un nuevo estado de equilibrio.
- Si aumentamos la concentración de una sustancia, el sistema se desplaza en el sentido en que se consume dicha sustancia. Si disminuye, evoluciona en sentido contrario.
- Si aumenta la presión, el sistema se desplaza en el sentido en que hay disminución del número de moles de gas. Si disminuye, evoluciona en el sentido en que hay aumento del número de moles.
- Si aumenta la temperatura, el sistema se desplaza en sentido de la reacción endotérmica. Si disminuye, lo hace en el sentido de la reacción exotérmica.
- La presencia de catalizadores no altera el estado de equilibrio de un sistema.
Teoría de Arrhenius o Teoría de la Disociación Iónica
Los ácidos y las bases solo son en disolución acuosa.
- Ácido: es toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia con formación de iones hidrógeno.
- Base: es toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia con formación de iones hidróxido.
La neutralización consiste en la reacción completa de un ácido y una base con formación de una sal y agua.
HA + BOH → AB + H2O
Teoría de Brönsted y Lowry
Amplía los conceptos de ácido y base. Según esta teoría:
- Ácido: es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ion hidrógeno a otra sustancia.
- Base: es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un ion hidrógeno de otra sustancia.
La neutralización consiste en la transferencia de un ion hidrógeno (protón) de un ácido a una base, para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido.
HA + B → A– + BH+
Los pares HA/A– y B/BH+ se denominan pares ácido-base conjugados.
Las disoluciones amortiguadoras o reguladoras son aquellas capaces de mantener su pH prácticamente constante aunque se diluyan o se les añadan pequeñas cantidades de un ácido o una base.
Indicador Ácido-Base
Un indicador ácido-base es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en que se encuentra disuelto.
- Anaranjado de metilo: Color a pH inferior (anaranjado), Intervalo de viraje (3.1 – 4.4), Color a pH superior (azul).
- Azul de bromotimol: Color a pH inferior (amarillo), Intervalo de viraje (6.0 – 7.6), Color a pH superior (azul).
- Fenolftaleína: Color a pH inferior (incoloro), Intervalo de viraje (8.3 – 10.0), Color a pH superior (rojo).
Síntesis Industrial del Amoniaco
El amoniaco, NH3, es un gas incoloro, de olor sofocante y soluble en agua. Se utiliza para la obtención de fertilizantes, fibras sintéticas, materiales plásticos, tintes, pegamentos, explosivos, productos farmacéuticos, ácido nítrico,… A principios del siglo XX, se introdujo el proceso Haber para la obtención industrial del amoniaco por síntesis catalítica de nitrógeno e hidrógeno. Esta tiene lugar mediante el equilibrio:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) ΔH° = -92.6 KJ
El nitrógeno se obtiene del aire atmosférico, donde representa el 80%, mientras que el hidrógeno se produce por reacción del agua con carbón a alta temperatura o como resultado de ciertos procesos de refino del petróleo. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, para desplazar este equilibrio hacia la formación de amoniaco, es preciso elevar la presión total y realizar la reacción a baja temperatura. La formación de amoniaco a temperatura ambiente es inapreciable. En la práctica, se desvía de las condiciones teórico ideales para aumentar el rendimiento de la producción de amoniaco. Los gases hidrógeno y nitrógeno, una vez purificados y comprimidos a presiones comprendidas entre 200 y 1000 atm, se introducen en un recipiente de reacción a unos 450°C. Seguidamente, se pone en contacto con un catalizador, que consiste en una mezcla de hierro finamente dividido y de diversos óxidos metálicos. Junto con el amoniaco producido se encuentran el nitrógeno y el hidrógeno no transformados; esta mezcla de gases se enfría lo suficiente para licuar el amoniaco (punto de ebullición -33.4°C) que, de este modo, se separa de la mezcla favoreciendo el desplazamiento del sistema hacia la producción de amoniaco. El nitrógeno y el hidrógeno que no han reaccionado son recirculados.
Pila Voltaica
Una reacción química produce energía eléctrica; hay dos electrolitos; la reacción redox es espontánea; el ánodo es el polo negativo y el cátodo es el polo positivo.
Cuba Electrolítica
La energía eléctrica produce una reacción química; hay un solo electrolito; la reacción redox no es espontánea; el ánodo es el polo positivo y el cátodo es el polo negativo.
Electrólisis del Aluminio
El aluminio se obtiene a partir de la bauxita, Al2O3 · nH2O. Este mineral se purifica hasta convertirlo en alúmina pura, Al2O3, que es sometida a un proceso electrolítico, el denominado proceso Hall-Héroult. Como fundente, para rebajar el punto de fusión del Al2O3 (2045°C) y como medio ionizante, se utiliza la criolita, Na3AlF6, un fluoruro doble de aluminio y sodio que se obtiene sintéticamente. La cuba electrolítica opera a unos 950°C, con lo que la carga, constituida por la mezcla de Al2O3 y criolita, se mantiene fluida. En el cátodo, formado por el revestimiento interno de grafito, se deposita el aluminio, mientras que en los ánodos de grafito hay desprendimiento de oxígeno, lo que provoca la combustión de estos y que deban reemplazarse con frecuencia.
Reducción catódica: 4 [Al3+ + 3e– → Al (l)]
Oxidación anódica: 3 [2 O2- – 4e– → O2 (g)]
Reacción global: 2 Al2O3 → 4 Al3+ + 6 O2- → 4 Al (l) + 3 O2 (g)
El aluminio fundido, más denso, se deposita en el fondo de la cuba, de donde se extrae periódicamente y se solidifica en lingotes.
Ácido Sulfúrico, H2SO4
El ácido sulfúrico es un líquido incoloro y viscoso cuyas disoluciones acuosas tienen carácter ácido fuerte. Es un buen agente deshidratante. En disolución diluida, con los metales activos libera hidrógeno:
Mg (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4 (aq) + H2 (g)
Concentrado y caliente, es un agente oxidante capaz de oxidar también los elementos no metálicos:
C (s) + 2 H2SO4 (aq) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) + 2 H2O (l)
La obtención industrial del ácido sulfúrico mediante el denominado proceso de contacto sigue estas etapas:
- Obtención del SO2: Se realiza por tostación de minerales sulfurados, como la pirita de hierro, FeS2; o por combustión del azufre.
4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g) - Oxidación del SO2 con oxígeno atmosférico en presencia de catalizadores:
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) - Absorción del SO3 con H2SO4 y reacción con agua:
SO3 (g) + H2SO4 (aq) → H2SO4 · SO3 (l) (óleum)
H2SO4 · SO3 (l) + H2O (l) → 2 H2SO4 (l)