Arrow Lab

Química General · Thermodynamics and kinetics

Energía, equilibrio y velocidades

Una lección resuelta gratis y 40 problemas de práctica en los que dibujas tú mismo cada flecha curva.

¿Atascado con energía, equilibrio y velocidades? Escanea el problema.

Toma una foto de la reacción de tu tarea o de tu libro y dibuja su mecanismo con cada flecha revisada. 1 escaneo gratis ya, sin registrarte; 1 más con una cuenta gratuita.

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Lo que aprenderás

  • Calculate reaction enthalpies with Hess's law, enthalpies of formation, bond enthalpies and calorimetry.
  • Use the signs of ΔH, ΔS and ΔG, ΔG = ΔH − TΔS and ΔG° = −RT ln K to decide whether and how far a reaction goes.
  • Write equilibrium expressions, compare Q with K and predict Le Chatelier shifts.
  • Deduce rate laws, orders and rate constants from data and use first-order half-lives.
  • Apply the Arrhenius equation and explain how a catalyst changes the rate but not the equilibrium.

Lección gratis

El texto de la lección resuelta. En Arrow Lab, cada paso incluye sus estructuras y sus flechas dibujadas.

Leer la lección gratis (6 partes)

Entalpía y ley de Hess

El cambio de entalpía ΔH es el calor que una reacción intercambia con su entorno a presión constante. Un ΔH negativo significa que se libera calor (exotérmica); un ΔH positivo significa que se absorbe calor (endotérmica). La combustión del metano, CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l), tiene ΔH° ≈ −890 kJ/mol. La entalpía es una función de estado: ΔH depende solo del estado inicial y del final, así que los valores de ΔH de los pasos que suman una reacción suman su ΔH (ley de Hess). Invertir una ecuación cambia el signo de ΔH, y multiplicarla por un factor multiplica ΔH por ese mismo factor. Hay tres vías para obtener ΔH°: a partir de las entalpías de formación, ΔH° = Σ n ΔH°f(productos) − Σ n ΔH°f(reactivos), con ΔH°f = 0 para los elementos en su estado estándar; a partir de las entalpías de enlace promedio, ΔH ≈ Σ(enlaces rotos) − Σ(enlaces formados), que solo es aproximado; y a partir de la calorimetría, donde q = m × c × ΔT para la disolución y ΔH = −q(disolución) ÷ moles que reaccionan.

Entropía, energía libre y espontaneidad

La entropía S crece con el número de formas en que se pueden ordenar la energía y la materia: sólidos < líquidos < gases, y más moléculas de gas o moléculas más grandes implican más entropía. Una reacción que produce menos moles de gas, como N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, tiene ΔS < 0. El cambio de energía de Gibbs ΔG = ΔH − TΔS (con ΔS convertida a kJ) decide la espontaneidad a temperatura y presión constantes: ΔG < 0 significa que la reacción avanza hacia adelante. Con ΔH < 0 y ΔS > 0 la reacción es espontánea a cualquier temperatura; con ΔH > 0 y ΔS < 0, a ninguna; cuando ambos tienen el mismo signo, decide la temperatura, y el cruce ocurre en T = ΔH ÷ ΔS. El valor estándar se relaciona con la constante de equilibrio: ΔG° = −RT ln K con R = 8.314 J/(mol·K) y T en kelvin, así que ΔG° < 0 significa K > 1. Fuera del equilibrio, ΔG = ΔG° + RT ln Q. ΔG indica en qué dirección va una reacción y hasta dónde, nunca qué tan rápido.

Constantes de equilibrio y principio de Le Chatelier

Para aA + bB ⇌ cC + dD, K = [C]^c[D]^d ÷ ([A]^a[B]^b); los sólidos y líquidos puros se omiten. Invertir la ecuación invierte K, y multiplicar los coeficientes por n eleva K a la potencia n. El valor de K te dice cómo es la mezcla en equilibrio: el acetaldehído en agua adiciona agua de forma reversible para formar su hidrato con K ≈ 1, así que alrededor de la mitad está hidratado, mientras que el formaldehído (K ≈ 2 × 10³) está casi totalmente hidratado. El cociente de reacción Q tiene la misma forma que K pero usa las concentraciones actuales: si Q < K la mezcla reacciona hacia adelante, si Q > K reacciona hacia atrás y si Q = K está en equilibrio. El principio de Le Chatelier predice la respuesta ante una perturbación. Agregar un reactivo o quitar un producto impulsa la reacción hacia adelante. Comprimir una mezcla gaseosa favorece el lado con menos moles de gas. Agregar un gas inerte a volumen constante no cambia ninguna presión parcial y no provoca desplazamiento alguno. Solo un cambio de temperatura altera K: calentar favorece la dirección endotérmica. Un catalizador no cambia ninguna de estas posiciones.

Leyes de velocidad, orden y vida media

Una ley de velocidad como velocidad = k[A]^m[B]^n se mide, no se lee de la ecuación balanceada. Compara las velocidades iniciales en experimentos donde solo cambia una concentración: si al duplicar [A] se duplica la velocidad, m = 1; si se cuadruplica, m = 2; si la velocidad no cambia, m = 0. El orden global es m + n, y las unidades de k se deducen de él: s⁻¹ para primer orden, M⁻¹ s⁻¹ para segundo orden, M⁻² s⁻¹ para tercer orden. Solo en un paso elemental los exponentes coinciden con la molecularidad. La reacción SN2 en un solo paso del hidróxido con el bromoetano que se muestra aquí es de primer orden respecto a cada reactivo, velocidad = k[CH₃CH₂Br][OH⁻]; en la hidrólisis SN1 del 2-cloro-2-metilbutano, la ionización lenta es el paso determinante de la velocidad, así que la velocidad depende solo de la concentración del cloruro de alquilo y el agua no aparece. Para una reacción de primer orden ln([A]₀ ÷ [A]) = kt, y la vida media t½ = ln 2 ÷ k ≈ 0.693 ÷ k no depende de la concentración: después de n vidas medias queda una fracción (½)^n.

Energía de activación, Arrhenius y catálisis

En un perfil de energía, la energía de activación Ea es la subida desde los reactivos hasta el estado de transición más alto, y la barrera inversa es Ea − ΔH. En una reacción de varios pasos cada intermediario queda en un valle entre dos estados de transición, y el paso con el estado de transición más alto es el determinante de la velocidad. La ecuación de Arrhenius k = A e^(−Ea/RT) muestra por qué las velocidades aumentan tan abruptamente con la temperatura: la fracción de colisiones con energía suficiente crece de forma exponencial. Para dos temperaturas, ln(k₂ ÷ k₁) = (Ea ÷ R)(1/T₁ − 1/T₂); usa Ea en J/mol y T en kelvin. Un catalizador abre una ruta distinta con una barrera más baja y se regenera, como lo hace el H₃O⁺ en la hidratación del 2-metilpropeno que se muestra aquí. Como reduce por igual las barreras directa e inversa, un catalizador acelera el acercamiento al equilibrio pero deja ΔH, ΔG° y K sin cambios.

Lo que conviene recordar

La termodinámica (ΔH, ΔS, ΔG, K) te dice en qué dirección va una reacción y hasta dónde; la cinética (leyes de velocidad, Ea, catalizadores) te dice qué tan rápido llega. Mantén las unidades coherentes: kJ frente a J, kelvin, y las unidades de k que correspondan al orden.

Problemas de práctica (40)

Practicar es gratis con una cuenta.

Dibuja el mecanismo 4

Equilibrio y Le Chatelier

  • Hidratación del acetaldehído catalizada por ácidoDibuja la adición reversible de agua al acetaldehído catalizada por ácido y usa la constante de equilibrio de hidratación para predecir cuánto hidrato hay presente.

Leyes de velocidad y vida media

  • Hidrólisis SN1 del 2-cloro-2-metilbutanoDibuja la hidrólisis SN1 por pasos del 2-cloro-2-metilbutano e identifica la ionización lenta como el paso que establece la ley de velocidad de primer orden.
  • SN2 en un solo paso: hidróxido y bromoetanoDibuja el único paso concertado en el que el hidróxido desplaza al bromuro del bromoetano y relaciona el mecanismo de un solo paso con su ley de velocidad de segundo orden.

Energía de activación y catálisis

  • Hidratación del 2-metilpropeno catalizada por ácidoDibuja la hidratación del 2-metilpropeno catalizada por ácido y muestra que el H₃O⁺ se consume en el primer paso y se regenera en el último, por lo que actúa como catalizador.

Predice el producto 5

Free energy and spontaneity

  • Which process lowers the entropy?Predict the sign of ΔS from changes in phase and in the number of moles of gas.

Energía libre y espontaneidad

  • Q, K y el signo de ΔGPredice el signo de ΔG y la dirección de la reacción neta comparando Q con K.

Equilibrio y Le Chatelier

  • Compresión del equilibrio del amoníacoPredice el efecto de comprimir un equilibrio en fase gaseosa a partir de los moles de gas de cada lado.
  • Añadir argón a volumen constantePredice que un gas inerte añadido a volumen constante no desplaza un equilibrio en fase gaseosa.
  • ¿Hacia dónde se desplaza la mezcla de NO₂/N₂O₄?Predice la dirección de la reacción neta calculando Q y comparándolo con K.

Clasificar 4

Entalpía y ley de Hess

  • Qué significa un ΔH negativoClasifica una reacción como exotérmica a partir del signo de ΔH e indica qué no te dice ese signo.

Energía libre y espontaneidad

  • ¿Cuándo es espontánea una reacción exotérmica que disminuye la entropía?Clasifica el intervalo de temperatura en que la reacción es espontánea a partir de los signos de ΔH y ΔS.

Equilibrium and Le Chatelier

  • Equilibrium expression with solidsWrite the equilibrium expression of a heterogeneous equilibrium, omitting pure solids.

Leyes de velocidad y vida media

  • Orden global a partir de las unidades de kClasifica el orden global de una reacción a partir de las unidades de su constante de velocidad.

Comparar 2

Energía libre y espontaneidad

  • Ordena las entropías molares estándarOrdena sustancias según su entropía molar estándar usando la fase y la complejidad molecular.

Leyes de velocidad y vida media

  • Ordena vidas medias de primer orden con unidades mixtasOrdena reacciones de primer orden según su vida media tras convertir las constantes de velocidad a unidades comunes.

Calcular 17

Entalpía y ley de Hess

  • Entalpía de hidrogenación a partir de entalpías de enlaceEstima una entalpía de reacción a partir de entalpías de enlace promedio contando los enlaces rotos y formados.
  • Entalpía de neutralización a partir de un calorímetro de vasos de caféConvierte el aumento de temperatura de un calorímetro en una entalpía molar de neutralización con el signo correcto.
  • Entalpía de combustión a partir de entalpías de formaciónCalcula una entalpía de reacción a partir de entalpías estándar de formación, incluidos los coeficientes estequiométricos.
  • Ley de Hess para el monóxido de carbonoCombina dos ecuaciones termoquímicas, invirtiendo una de ellas, para obtener la entalpía de formación del CO.
  • Invertir y escalar una ecuación termoquímicaCambia el signo y la escala de ΔH cuando una ecuación termoquímica se invierte y se multiplica por un factor.

Energía libre y espontaneidad

  • ΔG° de la ionización del ácido acéticoCalcula ΔG° a partir de una constante de equilibrio pequeña e interpreta su signo positivo.
  • ΔG° de la síntesis de amoniacoCalcula ΔG° a partir de ΔH° y ΔS° con unidades coherentes a 298 K.
  • Constante de equilibrio a partir de ΔG°Calcula una constante de equilibrio a partir de ΔG° usando ΔG° = −RT ln K.
  • ¿Cuándo se vuelve favorable la descomposición de la caliza?Encuentra la temperatura a la que ΔG° cambia de signo a partir de ΔH° y ΔS°.

Equilibrio y Le Chatelier

  • [HI] en el equilibrio a partir de una tabla ICEResuelve una tabla ICE con una expresión de equilibrio que es un cuadrado perfecto para hallar una concentración en el equilibrio.
  • Invertir y dividir a la mitad un equilibrioTransforma una constante de equilibrio cuando la ecuación se invierte y sus coeficientes se dividen a la mitad.

Leyes de velocidad y vida media

  • Constante de velocidad a partir de datos de velocidad inicialDetermina los órdenes a partir de datos de velocidad inicial y luego calcula la constante de velocidad con sus unidades.
  • Vida media de una reacción de primer ordenCalcula la vida media de una reacción de primer orden a partir de la constante de velocidad.
  • Tiempo para el 90 % de reacciónUsa la ley de velocidad integrada de primer orden para hallar el tiempo de una fracción de reacción dada.

Energía de activación y catálisis

  • Energía de activación a partir de dos constantes de velocidadCalcula una energía de activación a partir de constantes de velocidad medidas a dos temperaturas.
  • ¿Cuánto más rápida a 35 °C?Usa la ecuación de Arrhenius de dos temperaturas para calcular el cambio de la constante de velocidad ante un aumento de 10 K.
  • Aumento de la velocidad por una barrera más bajaCalcula el aumento de velocidad que produce un catalizador que baja la Ea, usando la ecuación de Arrhenius a temperatura corporal.

Encuentra el error 1

  • ¿Los diamantes se están convirtiendo en grafito?Diagnostica el error de usar ΔG° para predecir la rapidez con que ocurre una reacción.

Interpreta la evidencia 3

Entalpía y ley de Hess

  • Leer la energía de activación de la reacción inversaLee la barrera directa, la barrera inversa y ΔH a partir de las energías de un perfil de reacción de una sola etapa.

Leyes de velocidad y vida media

  • Ley de velocidad a partir de velocidades inicialesDeduce el orden respecto a cada reactivo a partir de experimentos de velocidad inicial en los que se cambia una concentración a la vez.

Energía de activación y catálisis

  • Interpretar un perfil de energía de dos pasosIdentifica el paso determinante de la velocidad, los intermediarios y la barrera global a partir de un perfil de energía de Gibbs de dos pasos.

Planea una síntesis 1

  • Condiciones para el mayor rendimiento de amoníaco en el equilibrioElige temperatura y presión que maximicen el rendimiento de equilibrio de una reacción exotérmica en la que disminuye el número de moles de gas.

Explica por qué 3

Entalpía y ley de Hess

  • Por qué funciona la ley de HessExplica la ley de Hess en términos de que la entalpía es una función de estado.

Energía de activación y catálisis

  • Cómo un catalizador acelera una reacciónExplica cómo un catalizador aumenta la velocidad sin cambiar ΔH ni la constante de equilibrio.
  • Por qué calentar acelera tanto las reaccionesExplica la fuerte dependencia de la velocidad con la temperatura en términos de la fracción de colisiones que superan la Ea.

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