1) Conceptos termodinámicos básicos: sistema, entorno y procesos, los que pueden ser comprendidos por los estudiantes a través de ejemplos de procesos, tanto físicos como químicos que ocurren en la vida diaria, ya sean estos espontáneos o no. Un proceso será espontáneo cuando ocurra sin la intervención externa.
Los siguientes ejemplos son útiles para analizar la espontaneidad o no espontaneidad de los procesos.
• La caída de una cascada de agua, que cae espontáneamente, pero no sube espontáneamente.
• El agua se congela de modo espontáneo bajo los 0°C y se funde espontáneamente sobre los 0°C y 1 atm de presión.
• El calor fluye espontáneamente desde un objeto caliente a otro frío, pero el proceso inverso nunca ocurre espontáneamente.
• La expansión de un gas en un recipiente al vacío es un proceso espontáneo. El proceso inverso, es decir, la unión de todas las moléculas dentro de un recipiente no es espontáneo.
• El hierro reacciona con el oxígeno expuesto a la humedad formándose la herrumbre, pero esta no vuelve espontáneamente a convertirse en hierro.
Características de los sistemas a través de sus propiedades.
2) La energía puede interconvertirse de una forma en otra, pero no puede crearse ni destruirse. La cantidad de energía liberada o absorbida por un sistema durante un proceso a presión constante se define como el cambio de entalpía (∆H) del sistema.
Se puede aprovechar para definir los procesos endergónicos y exergónicos, como también la diferencia entre endergónico y endotérmico y entre exergónico y exotérmico.
Cuando los reactantes se transforman en productos, en un cambio químico, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que la reacción se lleve a cabo en un paso o en un conjunto de ellos.
Repasar Los estados de la materia
3) La segunda ley de la termodinámica
Se refiere a la entropía, que es una medida del desorden del sistema; mientras mayor sea el desorden molecular, mayor será su entropía. La variación de entropía, en tanto, será positiva cuando aumente el desorden molecular en un proceso. Es conveniente ilustrar el concepto con ejemplos que pueden ser planteados en forma cualitativa o bien cuantitativa. Para que el proceso sea espontáneo, la variación de entropía del universo debe ser mayor que cero. La variación de entropía del universo, a su vez, corresponde a la suma de la entropía del sistema y la del entorno.
Para determinar la espontaneidad de un proceso es necesario conocer la variación de entalpía, la variación de entropía y la temperatura a la cual ocurre el proceso. Estas variables están relacionadas por la ecuación:
Donde:∆G -> corresponde a la energía libre de Gibbs o simplemente energía libre,
∆H -> es la variación de entalpía,
∆S-> es la variación de entropía y T -> es la temperatura absoluta a la cual ocurre el proceso.
Un proceso será espontáneo en el sentido propuesto cuando la variación de energía libre sea mayor que cero y no espontáneo cuando la energía libre sea menor que cero.
Un sistema donde el ∆H sea negativo y el ∆S positivo, aun cuando este condicionado por la temperatura, será espontáneo.
Se establece un equilibrio entre reactantes y productos de reacción cuando la energía libre es cero.
La energía libre y el equilibrio químico están relacionados por la ecuación:
Por definición, en el equilibrio ∆G = 0 y Q = K, por lo que la ecuación queda:
Esta ecuación es muy importante porque permite calcular la constante de equilibrio conociendo la variación de energía libre estándar. R es la constante de los gases que tiene un valor de 8,314 KJ/mol y T es la temperatura absoluta de la reacción.
El equilibrio estará desplazado hacia los productos cuando el ∆G° sea menor que 0 y la constante de equilibrio sea mayor que 1.
4) Los procesos redox tienen una gran importancia en los procesos biológicos, pero también en otros ámbitos, como la minería o la industria.
En una reacción redox, la transferencia de electrones ocurre entre un agente reductor y un agente oxidante. Las características esenciales de todas las reacciones de transferencia de electrones son:
Un reactivo es oxidado mientras que otro es reducido.
Existe un intercambio electrónico desde un reductor a un oxidante.
El número de electrones cedidos debe ser igual al número de electrones aceptados.
El reductor, al ceder electrones, se oxida.
Se producen cambios en los estados de oxidación; el estado de oxidación de uno de los elementos del agente reductor debe aumentar y debe disminuir el estado de oxidación de uno de los elementos del agente oxidante.
Estos conceptos deben ser ampliamente conocidos, comprendidos y aplicados correctamente por los estudiantes.
Como parte de la unidad redox, debe estudiarse:
Cálculo de estados de oxidación.
Equilibrio de ecuaciones en medios ácido y alcalino.
Electrólisis.
Pilas y baterías.
5) Otra unidad importante es la correspondiente a las reacciones ácido-base en solución acuosa.
Al estudiar la cinética de una reacción es importante determinar experimentalmente la velocidad con que ocurren las reacciones, y para ello se sugiere realizar en forma demostrativa la reacción de magnesio con una solución acuosa de ácido clorhídrico.
Para ello se debe montar el siguiente aparataje:
El matraz erlenmeyer contiene 50 mL de una solución acuosa de ácido clorhídrico 0,1 Molar. En él se debe dejar caer una cinta de magnesio de aproximadamente 2 cm, y luego tapar rápidamente para recoger el hidrógeno en una probeta mediante el desplazamiento de agua.
La reacción que describe el proceso es:
Mg + 2 HCl è MgCl2 + H2
Al realizar la reacción el docente puede tener oportunidad de discutir y analizar junto a los estudiantes los siguientes tópicos:
Nombre y uso de los artículos de laboratorio.
Plantear la reacción de magnesio con ácido clorhídrico que da como productos cloruro de magnesio e hidrógeno gaseoso. Es la oportunidad de reforzar los conceptos de reactantes y productos, además de la igualación de una reacción química.
Señalar que experimentalmente se puede calcular la velocidad de una reacción midiendo los cambios de concentración de reactantes o bien de productos, y que en este caso es factible conocer fácilmente el cambio de concentración del hidrógeno gaseoso, midiendo el volumen de hidrógeno producido en diferentes periodos de tiempo. Con dichos datos se puede confeccionar una tabla de valores y luego el gráfico correspondiente; en el caso de ambas actividades resulta muy importante que los estudiantes las recuerden periódicamente.
La ecuación del estado de los gases ideales tiene la siguiente expresión:
En el caso de los gases, el volumen es directamente proporcional a la concentración cuando la presión y la temperatura son constantes, dado que un incremento en el número de moles de gas implica un aumento del volumen del gas.
Es la oportunidad para repasar lo estudiado sobre las propiedades y las leyes de los gases, contenidos correspondientes al programa de Primero Medio.
Se puede determinar la velocidad media de producción en diferentes periodos de tiempo con la ecuación:
Diferenciar la velocidad media y la velocidad instantánea.
Otro aspecto importante a ser discutido y analizado en la unidad de Cinética Química, es la determinación experimental de los factores que alteran la velocidad de una reacción, lo que permitirá posteriormente explicarlos mediante la “Teoría de las colisiones efectivas” y la “Teoría del complejo activado”.
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