Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
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Espontaneidad de las reacciones


En el mundo de la química, entender la espontaneidad de las reacciones es un concepto fundamental que nos ayuda a predecir si una reacción química ocurrirá por sí misma bajo ciertas condiciones. El estudio de este concepto cae bajo la rama de la termodinámica, que trata sobre los cambios de energía que acompañan los procesos químicos y físicos.

Entendiendo la facilidad

Un proceso espontáneo es un proceso que ocurre naturalmente sin ninguna intervención externa. Piensa en una bola rodando colina abajo; no necesita un empujón para moverse hacia abajo, ya que la gravedad la atrae de forma espontánea. En el campo de la química, una reacción espontánea es aquella que puede proceder sin ningún aporte de energía externa.

Criterio termodinámico para la espontaneidad

Para entender la espontaneidad en el contexto de la termodinámica, consideramos dos factores principales: entalpía y entropía. Ambos juegan un papel importante en determinar si una reacción o proceso es espontáneo o no.

Entalpía (H)

La entalpía se refiere al contenido de calor de un sistema a presión constante. Para que una reacción sea espontánea, el cambio de entalpía, representado como ΔH, puede afectar a su espontaneidad. Generalmente, las reacciones exotérmicas (ΔH < 0) liberan calor y son más propensas a ser espontáneas. Imagina quemar madera; libera calor, haciendo que el proceso sea espontáneo.

Entropía (S)

La entropía es una medida del desorden o aleatoriedad en un sistema. La segunda ley de la termodinámica establece que la entropía total de un sistema aislado nunca puede decrecer con el tiempo. El cambio en la entropía, ΔS, también puede cuantificar la espontaneidad. Los procesos que aumentan la entropía del universo son generalmente espontáneos. Por ejemplo, el derretimiento del hielo aumenta el desorden en el agua y, por ende, es espontáneo.

        H2O(s) → H2O(l) (espontáneo porque ΔS > 0)

Energía libre de Gibbs (G)

La espontaneidad de una reacción se cuantifica más precisamente utilizando la energía libre de Gibbs o simplemente energía de Gibbs. Este potencial termodinámico combina tanto la entalpía como la entropía en un solo valor:

        ΔG = ΔH – TΔS

Aquí:

  • ΔG es el cambio en la energía libre de Gibbs.
  • ΔH es el cambio en la entalpía.
  • ΔS es el cambio en la entropía.
  • T es la temperatura absoluta en Kelvin.

El signo de ΔG nos dice sobre la espontaneidad de la reacción:

  • Si ΔG < 0, entonces la reacción es espontánea.
  • Si ΔG > 0, entonces la reacción no será espontánea.
  • Si ΔG = 0, entonces el sistema está en equilibrio.

Ejemplos analizando la espontaneidad

Consideremos algunos ejemplos para entender mejor el concepto de espontaneidad.

Ejemplo 1: Combustión del metano

        CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)

En la combustión del metano, ΔH < 0 porque es una reacción exotérmica que libera calor. Generalmente, la entropía de los productos es mayor que la de los reactivos debido al aumento del desorden de las moléculas de gas. Por lo tanto, ΔS > 0.

En general, al tener ΔH < 0 y ΔS > 0, ΔG será negativo, indicando una reacción espontánea.

Ejemplo 2: Congelación del agua

        H2O(l) → H2O(s)

Este proceso ocurre espontáneamente a temperaturas por debajo de 0°C. Aquí, ΔH < 0 porque se libera calor al entorno. Sin embargo, ΔS < 0 porque el sistema se vuelve más organizado.

A bajas temperaturas, el efecto de ΔH es mayor que TΔS, haciendo que ΔG < 0. Así, la reacción es espontánea bajo estas condiciones.

Ejemplo 3: Disolución de sal en agua

        NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)

En este proceso, ΔH puede ser ligeramente positivo o negativo dependiendo del tipo de sal. La disolución incrementa la aleatoriedad, resultando en ΔS > 0.

Un aumento en la entropía usualmente impulsa el proceso TΔS, causando que ΔG < 0. Por lo tanto, la desintegración es generalmente espontánea.

Efecto de la temperatura

La temperatura juega un papel importante en determinar si una reacción es espontánea o no. Dado que ΔG = ΔH - TΔS, el término TΔS se vuelve más importante a medida que aumenta la temperatura.

Considera una reacción con ΔH > 0 y ΔS > 0. A bajas temperaturas, ΔH puede dominar, causando que ΔG > 0 y la reacción no sea espontánea. Sin embargo, a medida que aumenta la temperatura, TΔS puede superar a ΔH, resultando en ΔG < 0 y una reacción espontánea.

Procesos no espontáneos

No todos los procesos químicos son espontáneos. A veces se necesita una fuente de energía externa para que una reacción prosiga. Por ejemplo, electrólisis del agua en hidrógeno y oxígeno requiere una corriente eléctrica, porque ΔG > 0 para este proceso.

        2H2O(l) + energía eléctrica → 2H2(g) + O2(g)

Conclusión

Entender la espontaneidad de las reacciones químicas es crucial para predecir y utilizar procesos naturales en química. A través de los conceptos de entalpía, entropía y energía libre de Gibbs, podemos explorar y controlar las condiciones bajo las cuales ocurren las reacciones. Reconocer la importancia de estos parámetros permite a los químicos innovar en áreas que van desde la producción de energía hasta los productos farmacéuticos, donde las fuerzas impulsoras de las reacciones influyen directamente en el progreso tecnológico.


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