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Energía de Reacción

Energía Sonora

Energía de Reacción

Definición:

Definición
La energía iónica, también llamada ionización, es la energía obtenida de la separación entre un electrón y un átomo.
En cualquier reacción química, la energía es absorbida o liberada (generalmente en forma de calor o luz). Esto se debe a que, al romper y formar enlaces, se absorbe y la energía se libera respectivamente.

Conceptos básicos:

Calor de Reacción:

Definición
Se llama calor de reacción a la energía total absorbida o transferida en una reacción química.

Calor de Formación:

Definición
El calor de formación es la energía total absorbida o transferida para formar un lunar de sustancia a partir de los elementos que lo forman. Es común ver este concepto reemplazado por otra entalpía de formación llamada y que se define como la variación de la entalpía que acompaña la formación de una molécula de sustancia a partir de los elementos que la componen.

Calor de Combustión:

Definición
El calor de combustión es la energía que se produce cuando se quema una sustancia.

Como criterio arbitrario, se entiende por signo negativo una reacción exotérmica, que indica que el sistema pierde o libera energía, y signo positivo cuando la reacción es endotérmica, que indica que el sistema absorbe o gana energía.

Clasificación de la Energía de reacción

Según los criterios energéticos:

  • Exotérmicos:

La energía liberada en los nuevos enlaces que se forman es mayor que la utilizada en los enlaces que se rompen. (liberan energía, se asocian con un signo negativo).

  • Endotérmicos:

La energía absorbida en los enlaces que se rompen es mayor que la energía liberada en los enlaces que se forman. (absorben energía, se asocian a un signo positivo).

Según su origen:

  • Química:

La energía química exotérmica libera calor, que puede utilizarse como fuente de ignición.

  • Eléctrico:

El paso de una corriente eléctrica o una chispa produce calor.

  • Nuclear:

La fusión nuclear y la fisión producen calor.

  • Mecánico:

Por compresión o fricción, la resistencia mecánica de dos cuerpos puede producir calor.

  • La ley de Hess:

O la ley del aditivo de calor de la reacción que dice que si un sistema evoluciona de un estado inicial a otro, el balance energético final no depende del camino químico seguido, sino sólo de las etapas inicial y final.

  • Velocidad de reacción:

Una reacción química puede ser rápida o lenta dependiendo de diferentes factores y esto se denomina cinética química. Así, la velocidad de reacción que indica la rapidez con la que se produce una reacción química se define como el número de lunares de una sustancia transformada por unidad de tiempo.

Factores que afectan la velocidad de la energía de reacción

Naturaleza de los reactivos:

Está claro que hay sustancias que tienden a reaccionar más fácilmente cuando entran en contacto entre sí y, por lo tanto, lo hacen a una velocidad mayor que las que tienen una menor reactividad entre sí. Por ejemplo, si ponemos iones de cloro (Cl-) en contacto con iones de sodio (Na+), reaccionarán rápidamente para formar cloruro de sodio (NaCl). Sin embargo, si se ponen en contacto dos gases nobles, no habrá reacción entre ellos (en condiciones normales, por supuesto).

Concentración de reactivos:

Para que se produzca una reacción, debe haber contacto entre los reactivos, deben colisionar y está claro que cuanto mayor sea el número de partículas que se encuentren en un espacio determinado, mayor será el número de colisiones que se producirán. Experimentalmente se demostró que la velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de los reactivos d de tal manera que si la concentración de éstos se duplica, se localiza la velocidad.

Temperatura:

La temperatura es una medida de la agitación interna de los cuerpos, es decir, el movimiento de las partículas dentro del cuerpo. Cuanta más alta es la temperatura, mayor es la agitación o el movimiento y, por lo tanto, mayor es la posibilidad de colisiones, lo que conduce a un aumento de la velocidad de reacción.

Presencia o ausencia de catalizadores:

Los catalizadores son sustancias que ayudan a la reacción, aumentando la velocidad de la reacción. Una vez completada la reacción, los catalizadores vuelven a su forma inicial.

El principio de energía mínima:

Como en toda la naturaleza, también en las reacciones químicas funciona el principio de la energía mínima, según el cual los sistemas materiales tienden a evolucionar en la dirección en la que su energía potencial disminuye. Una bola desciende a través de un plano inclinado hasta que encuentra la posición más baja, que es la de menor energía; un resorte comprimido se expande para alcanzar una condición de mínima deformación y por lo tanto mínima energía acumulada, y una reacción química evoluciona a estados de menor energía.

A veces ocurre que, dado que el contenido energético de los productos es inferior al de los reactivos, el sistema en cuestión no evoluciona espontáneamente, como cabría esperar, según el principio de energía mínima. En algunos casos, es decir, porque es necesaria una cierta cantidad de energía, normalmente pequeña, para iniciar la reacción, de la misma manera que debe dar un impulso inicial de un bloque de madera para que descienda sobre un plano inclinado. Esta dosis inicial de energía se llama energía de activación y se utiliza para romper las primeras conexiones, lo que proporcionará suficiente energía para sostener la reacción por sí sola.

El principio del desorden máximo

Según el principio de la energía mínima, considerada aisladamente, ninguna reacción endotérmica puede ser espontánea, porque en este tipo de reacción la energía del sistema aumenta. Sin embargo, hay reacciones y procesos en la naturaleza que, siendo endotérmicos, ocurren espontáneamente. Esto indica que, junto con la energía, otro factor debe condicionar el carácter espontáneo de una reacción química. Este factor adicional es el grado de trastorno, también llamado entropía (S).

La entropía depende de factores como el número de partículas en juego o el estado físico de las sustancias. Así, el estado gaseoso es más desordenado que el líquido o sólido y corresponde, por lo tanto, a una mayor entropía.

Junto con la tendencia a alcanzar el estado de energía mínima, los sistemas químicos tienden naturalmente a alcanzar el estado de desorden máximo y ambos factores juntos controlan el carácter espontáneo de las reacciones químicas.

Un equilibrio entre energía y desorden:

El hecho de que la espontaneidad de las reacciones químicas depende no sólo de la energía, sino también del desorden, puede explicarse por la siguiente ecuación entre las cantidades físicas:

ΔG = ΔH – TΔS; donde H es el contenido energético o entalpía, T es la temperatura absoluta, S es la entropía y G es la energía libre de Gibbs. Esta magnitud G, a la que contribuyen tanto la entalpía como la entropía, es lo que determina el carácter espontáneo de una reacción química. En todos los procesos espontáneos, la energía libre del sistema disminuye, es decir, el valor final de G es inferior al valor inicial y, por lo tanto, ΔG es negativo. Según la ecuación anterior, dicha disminución (ΔG <0) puede deberse a una disminución del contenido de energía H (ΔH <0), a un aumento del trastorno (ΔS>0) o a ambos.

El resultado final de este equilibrio entre energía y desorden es responsable de la espontaneidad de la reacción. Si T.SS es mayor que ΔH, incluso si el proceso es endotérmico (ΔH> 0), será espontáneo (ΔG <0). Tal es el caso de la reacción:

N2O4 (g) → 2.NO2 (g)

que no es espontáneo en 258 K y es espontáneo en 358 K, porque a esta temperatura, el término de trastorno T δ S predomina sobre el término energético Δ H, con el que ΔG es negativo. Este ejemplo muestra la importancia del factor de temperatura a la hora de determinar si una reacción química es espontánea o no.

Cualquier reacción exotérmica (ΔH <0) en la que se produce un aumento de la entropía (ΔS> 0) es espontánea (ΔG <0). Un ejemplo es la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno:

2 H2O2 (g; 1 atmósfera) → 298 K → 2.H2O (g; 1 atmósfera) + O2 (g; 1 atmósfera) + 211 kJ

En este proceso, el número de partículas aumenta (con el mismo estado gaseoso de reactivos y productos), lo que aumenta la perturbación; pero además, libera calor (ΔH <0). Ambas circunstancias contribuyen a la disminución de la energía libre y por lo tanto el proceso ocurre espontáneamente.