Reacciones químicas y energía: estequiometría, termodinámica, cinética y equilibrio
Este bloque reúne tres preguntas clásicas: cuánto producto se obtiene (estequiometría), si la reacción desprende o absorbe energía (termodinámica) y cómo de rápido avanza y hasta dónde llega (cinética y equilibrio). En la prueba aparecen cálculos con reactivo limitante, rendimiento, entalpías de reacción y desplazamientos del equilibrio por cambios de presión, temperatura o concentración.
Estequiometría
Se parte siempre de la ecuación ajustada: los coeficientes indican proporción en moles, nunca en gramos. n = m/M y, en disolución, n = M·V. El reactivo limitante es el que se agota primero; se calcula dividiendo los moles disponibles entre el coeficiente estequiométrico y eligiendo el menor. El rendimiento es el cociente entre la masa obtenida y la teórica, en %.
Energía
La entalpía mide el calor intercambiado a presión constante: ΔH < 0 en reacciones exotérmicas y ΔH > 0 en endotérmicas. La ley de Hess permite combinar reacciones conocidas para obtener una desconocida. La espontaneidad la decide la energía libre, ΔG = ΔH − TΔS: si ΔG < 0 el proceso es espontáneo, lo que combina la tendencia al mínimo de entalpía y al máximo de entropía.
Cinética y equilibrio
La velocidad aumenta con la concentración, la temperatura y la superficie de contacto, y los catalizadores la aumentan sin alterar el equilibrio. En el equilibrio las velocidades directa e inversa se igualan y las concentraciones se mantienen; Kc solo depende de la temperatura. Según Le Chatelier, al aumentar la presión el sistema se desplaza hacia el lado con menos moles gaseosos y, al aumentar la temperatura, hacia el sentido endotérmico.
Ejemplo resuelto
Se hacen reaccionar 20 g de CaCO₃ (M = 100 g/mol) con 0,20 mol de HCl: CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂ + H₂O. Hay 0,20 mol de CaCO₃, que necesitarían 0,40 mol de HCl; el HCl es limitante. Reaccionan 0,10 mol de CaCO₃ y se forman 0,10 mol de CO₂ = 4,4 g, quedando 0,10 mol de CaCO₃ sin reaccionar (10 g).
Errores que cuestan puntos
Ajustar mal y perder la proporción; operar con gramos en lugar de moles; confundir rendimiento con pureza; afirmar que un catalizador desplaza el equilibrio; olvidar el signo de ΔH; creer que K cambia al añadir reactivo.