Ejercicio resuelto de Cinética química · Química · 2024

Si en una reacción añadimos un catalizador, razone si son verdaderas o falsas las siguientes proposiciones:

a) La entalpía de la reacción aumenta. [0,5 puntos]

b) La reacción se hace más espontánea. [0,5 puntos]

c) La energía de activación disminuye. [0,5 puntos]

d) Se llega más rápido al equilibrio, reactivos $\rightleftharpoons$ productos. [0,5 puntos]

Nota: utilice diagramas energéticos del avance de la reacción.

Conviene apoyar todo el ejercicio en el mismo diagrama energético. Un catalizador no cambia ni el punto de partida ni el de llegada: lo único que hace es ofrecer un camino alternativo, con un estado de transición de menor energía.



$\textbf{a) La entalpía de la reacción aumenta. [0,5 puntos]}$

$\textbf{Falsa.}$ La entalpía de reacción es la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactivos:

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

En el diagrama, el catalizador no mueve ninguno de los dos niveles: solo rebaja la barrera intermedia. Como la entalpía es una función de estado, $\Delta H$ depende únicamente de los estados inicial y final, no del camino recorrido. No aumenta ni disminuye: no varía.

$\textbf{b) La reacción se hace más espontánea. [0,5 puntos]}$

$\textbf{Falsa.}$ La espontaneidad la decide la energía libre de Gibbs:

$\Delta G = \Delta H - T\,\Delta S$

y ni $\Delta H$ ni $\Delta S$ cambian con el catalizador, porque solo dependen de los estados inicial y final. Por tanto $\Delta G$ es el mismo y la reacción no se hace ni más ni menos espontánea.

Aquí está la confusión que persigue el apartado: espontaneidad y velocidad son cosas distintas. Un catalizador afecta a lo segundo, no a lo primero. Una reacción espontánea pero lentísima seguirá siéndolo; lo que hace el catalizador es permitir que ocurra en un tiempo razonable.

$\textbf{c) La energía de activación disminuye. [0,5 puntos]}$

$\textbf{Verdadera.}$ Es precisamente lo que define a un catalizador: proporciona un mecanismo alternativo cuyo complejo activado tiene menor energía, de modo que la barrera baja de $E_a$ a $E_a'$.

Como la constante de velocidad sigue la ecuación de Arrhenius,

$k = A\,e^{-E_a/RT}$

al disminuir $E_a$ el exponente se hace menos negativo y $k$ crece: a la misma temperatura, una fracción mucho mayor de choques tiene energía suficiente para reaccionar.

$\textbf{d) Se llega más rápido al equilibrio, reactivos ⇌ productos. [0,5 puntos]}$

$\textbf{Verdadera.}$ En el diagrama se ve que la barrera baja $\textbf{la misma cantidad}$ para la reacción directa y para la inversa, porque las dos pasan por el mismo complejo activado:

$E_a(\text{directa}) - E_a'(\text{directa}) = E_a(\text{inversa}) - E_a'(\text{inversa})$

Las dos velocidades se multiplican por el mismo factor, así que se igualan antes: se alcanza el equilibrio en menos tiempo. Lo que no cambia es $\textbf{dónde}$ está ese equilibrio: la constante $K$ es el cociente de las dos constantes de velocidad,

$K = \frac{k_{\text{directa}}}{k_{\text{inversa}}}$

y si las dos crecen en la misma proporción, el cociente no varía. El catalizador acelera la llegada al equilibrio, no lo desplaza.