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
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Reacciones termoquímicas


En el estudio de la química, las reacciones son fenómenos fundamentales que ocurren cuando las sustancias interactúan. Las reacciones termoquímicas son una categoría especial de estas reacciones donde el intercambio de calor juega un papel importante. Comprender estas reacciones implica descubrir cómo ocurren los cambios de energía simultáneamente con los cambios químicos. En esta lección detallada, profundizaremos en los principios, conceptos y ejemplos de reacciones termoquímicas.

1. Introducción a las reacciones termoquímicas

La termoquímica es la rama de la química que trata de los cambios de energía durante las reacciones químicas. El término "termoquímico" se refiere a la combinación de fenómenos térmicos (relacionados con el calor) y cambios químicos. Por lo tanto, una reacción termoquímica es una reacción química que implica la absorción o liberación de calor.

Este estudio es importante para comprender cómo se conserva la energía en los procesos químicos, cómo predecir la viabilidad de las reacciones y en aplicaciones prácticas, como el diseño de procesos industriales que utilizan la energía de manera eficiente.

2. Conceptos básicos en las reacciones termoquímicas

2.1 Energía y entalpía

Las transformaciones de energía están en el núcleo de las reacciones termoquímicas. El enfoque principal está en los cambios de una propiedad llamada entalpía, denotada por H. La entalpía es una medida de la energía total de un sistema, incluida su energía interna, así como la energía requerida para hacer espacio para él al desplazar su entorno.

Durante una reacción química, el cambio de entalpía (ΔH) indica el calor absorbido o liberado:

  • Si ΔH > 0, entonces la reacción es endotérmica (absorbe calor).
  • Si ΔH < 0, entonces la reacción es exotérmica (se libera calor).

2.2 Capacidad calorífica y calor específico

La capacidad calorífica es la cantidad de calor requerida para cambiar la temperatura de una sustancia en un grado Celsius. El calor específico es la capacidad calorífica por unidad de masa. Estos conceptos son importantes para entender cómo las sustancias absorben y liberan calor durante las reacciones.

2.3 Calorimetría

La calorimetría es el método para medir el calor intercambiado en las reacciones químicas. Un calorímetro es un instrumento para este propósito. Los datos obtenidos de la calorimetría son necesarios para calcular los cambios de entalpía.

3. Cambio de entalpía y ecuación termoquímica

Una ecuación termoquímica es una ecuación química que implica un cambio de entalpía. El cambio de entalpía se expresa en kilojulios por mol (kJ/mol).

C(s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -393.5 kJ/mol

En el ejemplo anterior, la formación de dióxido de carbono a partir de carbono y oxígeno libera 393.5 kJ de energía por mol, lo que indica una reacción exotérmica.

4. Tipos de reacciones termoquímicas

4.1 Reacciones exotérmicas

Las reacciones exotérmicas ocurren con la liberación de calor. Estas reacciones son espontáneas porque pueden aumentar el desorden al disipar energía. Ejemplos comunes incluyen reacciones de combustión, como la quema de metano:

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g) ΔH = -890.1 kJ/mol

4.2 Reacciones endotérmicas

Las reacciones endotérmicas absorben calor de su entorno. Estas reacciones son menos propensas a ocurrir espontáneamente. Un ejemplo clásico de esto es la descomposición del carbonato de calcio:

CaCO3 (s) → CaO(s) + CO2 (g) ΔH = +178 kJ/mol

5. Aplicaciones e implicaciones de las reacciones termoquímicas

5.1 Aplicaciones en el mundo real

Las reacciones termoquímicas son importantes en una variedad de industrias. Por ejemplo, en el sector energético, comprender estas reacciones es crucial para el desarrollo de combustibles y la mejora de sistemas de almacenamiento de energía. La producción de amoníaco mediante el proceso Haber es otro ejemplo importante que depende en gran medida de la termoquímica.

5.2 Consideraciones ambientales

Las implicaciones ambientales de las reacciones termoquímicas incluyen su papel en el calentamiento global. La quema de combustibles fósiles, que es un proceso exotérmico, libera grandes cantidades de dióxido de carbono, un gas de efecto invernadero.

6. Termodinámica y reacciones termoquímicas

6.1 Leyes de la termodinámica

La termoquímica está profundamente conectada con las leyes de la termodinámica, que describen cómo se evoluciona la energía en procesos físicos y químicos. La primera ley, también conocida como la ley de conservación de la energía, establece que la energía no puede ser creada ni destruida, lo que explica por qué se puede medir el cambio de entalpía de una reacción.

6.2 Ley de Hess

La ley de Hess afirma que el cambio total de entalpía para una reacción química es el mismo sin importar qué camino se tome, siempre que las condiciones iniciales y finales sean las mismas. Este principio permite a los químicos calcular cambios de entalpía para reacciones donde la medición directa no es posible.

7. Representación visual de las reacciones termoquímicas

7.1 Rutas de reacción y diagramas de energía

Los diagramas de energía proporcionan una representación visual de los cambios de energía durante una reacción. En estos diagramas, el eje y representa la energía, y el eje x simboliza el progreso de la reacción. Las reacciones exotérmicas y endotérmicas exhiben diferentes características:

Reactivos Productos energía de activación reacción exotérmica

En una reacción exotérmica, los productos tienen un nivel de energía más bajo que los reactivos.

Reactivos Productos reacción endotérmica

En una reacción endotérmica, el nivel de energía de los productos es más alto que el de los reactivos.

8. Cálculos relacionados con reacciones termoquímicas

8.1 Cambio de entalpía estándar

El cambio de entalpía estándar de una reacción se refiere al cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos están en sus estados estándar. Se suele tabular y se utiliza como punto de referencia para calcular otros cambios de entalpía.

8.2 Entalpía de enlace

La entalpía de enlace, también conocida como energía de disociación de enlace, es la energía requerida para romper un mol de un enlace en una sustancia gaseosa. Se usa para estimar el cambio de entalpía de una reacción considerando los enlaces rotos y formados.

ΔH = Σ(entalpía de enlace de los enlaces rotos) - Σ(entalpía de enlace de los enlaces formados)

Conclusión

Las reacciones termoquímicas forman la columna vertebral de muchos procesos químicos, proporcionando información sobre el flujo de energía durante las reacciones. Comprender estas reacciones permite a los químicos manipular y controlar procesos químicos para una variedad de aplicaciones, desde la fabricación industrial hasta la creación de fuentes de energía sostenibles. Este enfoque integral para aprender sobre las reacciones termoquímicas subraya la interacción entre la química y la energía en la configuración de nuestro mundo.


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