Química · PAU · GUÍA POR TEMA
Termodinámica y cinética para PAU: qué dominar y cómo practicar
Esta guía utiliza el contenido del curso para preparar el bloque de forma activa. No asigna una frecuencia histórica inventada ni promete que aparezca una pregunta concreta: la convocatoria oficial es la referencia final.
Idea central
Espontaneidad y rapidez responden a preguntas diferentes: termodinámica y cinética no se sustituyen.
Competencias que deberías demostrar
- Calcular entalpías de reacción mediante Hess, entalpías de formación y energías medias de enlace con sus condiciones.
- Decidir el criterio termodinámico de espontaneidad y distinguirlo de la velocidad de reacción.
- Obtener órdenes de reacción de datos experimentales y explicar energía de activación y catálisis sin alterar el equilibrio.
Checklist de repaso
- Entalpía y ley de Hess — Calcular entalpías de reacción mediante Hess, entalpías de formación y energías medias de enlace con sus condiciones.
- Entropía, energía de Gibbs y espontaneidad — Decidir el criterio termodinámico de espontaneidad y distinguirlo de la velocidad de reacción.
- Velocidad, factores y catálisis — Obtener órdenes de reacción de datos experimentales y explicar energía de activación y catálisis sin alterar el equilibrio.
Problemas representativos del tema
Problema 1. Para H₂(g)+Cl₂(g)→2HCl(g), usa energías de enlace H–H=436, Cl–Cl=243 y H–Cl=431 kJ/mol.
Abrir pista y solución
Pista: Cuenta dos enlaces H–Cl formados.
Solución razonada: ΔH≈436+243−2·431=−183 kJ por la reacción escrita. Es una estimación con energías medias, no una receta experimental.
Problema 2. Una reacción tiene ΔH=−200 kJ por mol de reactivo. ¿Cuánto cambia la entalpía para 0,25 mol?
Abrir pista y solución
Pista: La cantidad transforma la energía total.
Solución razonada: ΔH total=−200·0,25=−50 kJ, si se realiza el mismo proceso en las mismas condiciones.
Problema 3. Si ΔH<0 y ΔS>0, ¿qué signo tiene ΔG para T>0 dentro del modelo?
Abrir pista y solución
Pista: Ambos términos favorecen el mismo signo.
Solución razonada: ΔH es negativa y −TΔS también; ΔG<0 para cualquier T positiva para la que las hipótesis sigan siendo válidas.
Problema 4. Si ΔH>0 y ΔS<0, ¿puede el aumento de T favorecer el sentido escrito en este modelo?
Abrir pista y solución
Pista: Escribe los signos de ambos términos.
Solución razonada: No: ΔH y −TΔS son positivos. ΔG>0 en ese marco de datos constantes.
Problema 5. Una reacción de primer orden tiene v=0,010 mol/(L·s) cuando [A]=0,20 mol/L. Calcula k y unidades.
Abrir pista y solución
Pista: Despeja v/[A].
Solución razonada: k=0,010/0,20=0,050 s⁻¹. La unidad depende de que el orden total sea uno.
Problema 6. Si Eₐ=50 000 J/mol, T₁=300 K y T₂=330 K, calcula aproximadamente k₂/k₁ con R=8,314 J/(mol·K).
Abrir pista y solución
Pista: Evalúa primero el logaritmo del cociente.
Solución razonada: ln(k₂/k₁)=−50000/8,314·(1/330−1/300)≈1,822. Por tanto k₂/k₁≈e¹·⁸²²≈6,19, suponiendo válida la forma de Arrhenius en ese intervalo.
Errores que debes vigilar
- No olvidar coeficientes ni fases. No confundir kJ con kJ/mol. No cambiar la ecuación sin cambiar ΔH. No presentar una estimación de enlaces como dato exacto.
- No introducir °C en la expresión. No mezclar J y kJ. No sustituir ΔG por ΔG° sin condiciones. No identificar favorabilidad con rapidez.
- No copiar coeficientes globales como órdenes. No mezclar temperaturas Celsius y Kelvin. No olvidar el coeficiente al comparar desaparición y formación. No atribuir al catalizador un cambio de K.
Simulación y corrección
- Haz una primera vuelta resolviendo lo seguro y señalando las preguntas que requieren más tiempo.
- Escribe operaciones, unidades, hipótesis y justificaciones con claridad: una respuesta correcta sin razonamiento puede no demostrar todo el proceso.
- Corrige con criterios oficiales cuando trabajes un examen real de tu comunidad; no uses esta página como baremo oficial.
- Después vuelve al resumen del tema, los ejercicios, el test y los errores frecuentes.
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