Termodinámica y Cinética Química: Conceptos Clave de Espontaneidad y Equilibrio

ΔH<0 → Reacción exotérmica (libera calor                Si ΔH > TΔS → ΔG > 0 → reacción no espontáne

ΔH>0 → Reacción endotérmica (absorbe calor         Si ΔH < TΔS → ΔG < 0 → reacción espontánea

Determina si una reacción es espontánea.                  Si ΔH = TΔS → ΔG = 0 → equilibrio

AG=AH-TAS   

Interpretación                                                       Temperatura cuando ΔG = 0 

ΔG < 0 Reacción espontánea                              Sirve para encontrar el límite de espontaneidad. 

ΔG = 0 Equilibrio                                                    es T=AH/AS 

ΔG > 0 No espontánea  

AH  AS  ESPONTANEIDAD                                    AG = 0 

-      +   siempre espont                                           el sistema está en equilibrio químico. 

+     -   nunca espont

-      -   espont a baja T

+     +  espont a alta T

EQUILIBRIO Químico

Cambio de temperatura                                                       Catalizador

Reacción exotérmica (ΔH<0) ↑T → izquierda                   No cambia K/ equilibrio   

Reacción endotérmica (ΔH>0) ↑T → derecha                  Solo acelera alcanzarlo

Q < Ks → no precipita

Q = Ks → saturada

Q > Ks → precipita

Concentración  Más concentración → más choques entre moléculas → reacción más rápida.

Temperatura  Al aumentar la temperatura:= aumenta la energía cinética hay más colisiones eficaces= La velocidad aumenta.

Un catalizador: aumenta la velocidad/disminuye la energía de activación

Pero NO cambia: ΔS/ΔG/ equilibrio químico reactivos ni productos

Energía de activación Ea​ Es la energía mínima necesaria para que ocurra la reacción.

Cuanto mayor sea= más lenta es la reacción

Un catalizador=reduce Ea​                                                      Ecuación de Arrhenius 

Gráficamente:                                                                Relaciona la temperatura con la velocidad.  

ΔH no cambia/ Ea​ ↓/ v ↑                                         k=Aeª-ea/RT 

Un catalizador NO cambia:                                         Si T aumenta → k aumenta → velocidad aumenta. 

ΔH/ΔG /la naturaleza de los productos

Solo acelera la reacción.

Sirve para saber hacia dónde evoluciona el sistema.

Q < K → reacción avanza (derecha)

Q > K → reacción retrocede (izquierda)

Q = K → equilibrio

Cambio de concentración                      Cambio de presión (solo gases) 

añadir reactivo → derecha                    ↑ presión → lado con menos moles de gas             

añadir producto → izquierda                ↓ presión → lado con más moles de gas

quitar reactivo → izquierda                    Si hay mismo nº de moles gaseosos → no afecta.

quitar producto → derecha