¿Qué impulsa las reacciones químicas?

Química

Entalpía y signo ΔH

$\Delta H = H_{\text{productos}} - H_{\text{reactivos}}$

$\Delta H < 0$ : exotérmica → libera calor; $\Delta H > 0$ : endotérmica → absorbe calor.
Romper enlaces consume energía; formar enlaces la libera.
$^\circ$ = condiciones estándar (298 K, 100 kPa); $\Delta H^\circ_f = 0$ para elementos puros.

$q = mc,\Delta T \qquad \Delta H = \frac{-q_{\text{disolución}}}{n}$

$m$ = masa de la disolución (no del reactivo); $c = 4{,}18\ \text{J g}^{-1}\text{K}^{-1}$ .
$\Delta T > 0$ (baño se calienta) → reacción exotérmica → $\Delta H < 0$ .
Neutralización ácido fuerte + base fuerte: $\Delta H \approx -57\ \text{kJ mol}^{-1}$ .

$\Delta H^\circ_r = \sum \Delta H^\circ_f(\text{productos}) - \sum \Delta H^\circ_f(\text{reactivos})$

Invertir una ecuación cambia el signo de $\Delta H$ ; multiplicar escala $\Delta H$ .
Energías de enlace (solo gases): $\Delta H \approx \sum E(\text{rotos}) - \sum E(\text{formados})$ .
Triple > doble > simple; los valores son promedios → resultado aproximado.

$\text{C}_x\text{H}_y + \left(x + \tfrac{y}{4}\right)\text{O}_2 \rightarrow x,\text{CO}_2 + \tfrac{y}{2},\text{H}_2\text{O}$

$\Delta G = \Delta H - T\Delta S \quad (T\ \text{en K})$

$\Delta S$ : más moles de gas → $\Delta S > 0$ ; sólido < líquido < gas.
$\Delta G < 0$ : espontánea; $\Delta G = 0$ : equilibrio; $\Delta G > 0$ : no espontánea.
Mismo signo ΔH y ΔS → cruce en $T = \Delta H/\Delta S$ (unidades iguales → K).

$%\ \text{econ. atómica} = \frac{M(\text{producto deseado})}{\sum M(\text{todos los productos})} \times 100$

En $q = mc\Delta T$ : usar masa de la disolución, no del reactivo.
Ley de Hess: invertir la ecuación sin cambiar el signo de $\Delta H$ es el error más común.
Gibbs: $\Delta S$ en J y $\Delta H$ en kJ → factor 1000 de error; $T$ siempre en K.

Entalpía y signo ΔH

$\Delta H = H_{\text{productos}} - H_{\text{reactivos}}$

$\Delta H < 0$ : exotérmica → libera calor; $\Delta H > 0$ : endotérmica → absorbe calor.
Romper enlaces consume energía; formar enlaces la libera.
$^\circ$ = condiciones estándar (298 K, 100 kPa); $\Delta H^\circ_f = 0$ para elementos puros.

Calorimetría

$q = mc,\Delta T \qquad \Delta H = \frac{-q_{\text{disolución}}}{n}$

$m$ = masa de la disolución (no del reactivo); $c = 4{,}18\ \text{J g}^{-1}\text{K}^{-1}$ .
$\Delta T > 0$ (baño se calienta) → reacción exotérmica → $\Delta H < 0$ .
Neutralización ácido fuerte + base fuerte: $\Delta H \approx -57\ \text{kJ mol}^{-1}$ .

Ley de Hess y energías de enlace

$\Delta H^\circ_r = \sum \Delta H^\circ_f(\text{productos}) - \sum \Delta H^\circ_f(\text{reactivos})$

Invertir una ecuación cambia el signo de $\Delta H$ ; multiplicar escala $\Delta H$ .
Energías de enlace (solo gases): $\Delta H \approx \sum E(\text{rotos}) - \sum E(\text{formados})$ .
Triple > doble > simple; los valores son promedios → resultado aproximado.

Combustión

$\text{C}_x\text{H}_y + \left(x + \tfrac{y}{4}\right)\text{O}_2 \rightarrow x,\text{CO}_2 + \tfrac{y}{2},\text{H}_2\text{O}$

Entropía y energía libre de Gibbs

$\Delta G = \Delta H - T\Delta S \quad (T\ \text{en K})$

$\Delta S$ : más moles de gas → $\Delta S > 0$ ; sólido < líquido < gas.
$\Delta G < 0$ : espontánea; $\Delta G = 0$ : equilibrio; $\Delta G > 0$ : no espontánea.
Mismo signo ΔH y ΔS → cruce en $T = \Delta H/\Delta S$ (unidades iguales → K).

Química verde y economía atómica

$%\ \text{econ. atómica} = \frac{M(\text{producto deseado})}{\sum M(\text{todos los productos})} \times 100$