Ejercicio resuelto de Cinética química · Química · 2022

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

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

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

c) La energía de activación aumenta. [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.

Los cuatro apartados se leen en el mismo diagrama energético. Un catalizador no mueve ni el nivel de los reactivos ni el de los productos: solo ofrece un camino alternativo, con un complejo activado de menor energía.



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

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

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

y como la entalpía es una función de estado, depende solo de los estados inicial y final, no del camino recorrido. En el diagrama se ve que el catalizador rebaja la barrera intermedia pero deja intactos los dos extremos: $\Delta H$ ni aumenta ni disminuye.

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

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

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

y ni la entalpía ni la entropía de reacción cambian con el catalizador, porque las dos son funciones de estado. 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. La termodinámica dice si una reacción puede ocurrir; la cinética, a qué ritmo. Un catalizador actúa sobre lo segundo.

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

$\textbf{Falsa}$: disminuye, y eso es precisamente lo que define a un catalizador.

Al ofrecer un mecanismo alternativo cuyo complejo activado tiene menor energía, la barrera baja de $E_a$ a $E_a'$. La constante de velocidad depende exponencialmente de ella:

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

de modo que al disminuir $E_a$ el exponente se hace menos negativo, $k$ crece y, a la misma temperatura, una fracción mucho mayor de choques resulta eficaz.

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

$\textbf{Verdadera.}$ En el diagrama se aprecia que la barrera baja $\textbf{la misma cantidad}$ en el sentido directo y en el inverso, porque ambas reacciones pasan por el mismo complejo activado. Las dos velocidades se multiplican por el mismo factor y se igualan antes.

Lo que no cambia es $\textbf{dónde}$ está el equilibrio, porque la constante es el cociente de las dos constantes de velocidad:

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

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