Mezcla no ideal

La entalpía de mezcla puede ser evaluada a través de la definición de las propiedades parciales molares de los componentes de la disolución. Si la disolución no es ideal, al mezclar los componentes se producirá un calor de mezclado que ocasiona una variación en el valor de la entalpía de la mezcla. Esta variación se conoce como la entalpía en exceso de la mezcla no ideal.

Magnitud molar parcial

Es una variable extensiva, definida como la derivada parcial de dicha variable con respecto a la variación del número de moles de una de las sustancias del sistema, manteniendo la presión, la temperatura y el número de moles de las demás sustancias constantes.

Grado de avance de una reacción

Es la variación del número de moles que se consume o se forma en una reacción química. Representa la extensión en la que ha progresado la reacción. Para un cambio infinitesimal, se define como dξ = dni / νi, donde dni es el cambio infinitesimal en el número de moles de la sustancia i y νi es su coeficiente estequiométrico (positivo para productos, negativo para reactivos).

Principio de Le Chatelier

Establece que toda modificación de temperatura, presión o composición producida en un sistema en equilibrio químico hace que este tienda a contrarrestar sus efectos, por lo que evolucionará para alcanzar un nuevo equilibrio que será diferente del original.

Constante de velocidad

Parámetro que interviene en la ecuación de velocidad de una reacción. Su valor depende de la naturaleza de la reacción, de la temperatura y de la presencia o ausencia de un catalizador.

Teoría de Debye-Hückel

Propuesta por P. Debye y E. Hückel en 1923 para describir el comportamiento de electrolitos fuertes en disoluciones diluidas (generalmente, concentraciones menores a 0,01 m). Se basa en la idea de que cada ión en disolución está rodeado por una «atmósfera iónica» de iones de carga opuesta, lo que modifica el campo eléctrico y limita su movimiento. Esta atmósfera iónica provoca un apantallamiento de la carga del ión central, reduciendo las interacciones electrostáticas efectivas entre iones a distancias mayores.

Ecuación de Nernst

Permite calcular el potencial de electrodo (o potencial de celda) en condiciones no estándar. La ecuación es:

E = Eº – (RT / nF) * ln(Q)

Donde:

• E: Potencial del electrodo (o celda) en condiciones no estándar.
• Eº: Potencial estándar del electrodo (o celda).
• R: Constante de los gases ideales.
• T: Temperatura absoluta (en Kelvin).
• n: Número de moles de electrones transferidos en la semirreacción (o reacción global).
• F: Constante de Faraday.
• Q: Cociente de reacción.

Energía de activación

La energía mínima necesaria para que se inicie una reacción química. Para que las moléculas reaccionen, deben colisionar con la orientación adecuada y con una energía igual o superior a la energía de activación (representada como Ea).

Potencial químico

Una propiedad termodinámica que representa el cambio en la energía de un sistema cuando se añade una partícula (o una cantidad infinitesimal de sustancia) a este, manteniendo la entropía y el volumen constantes. De manera más formal, para una sustancia en una fase homogénea bajo tensión hidrostática, es el incremento de la energía interna por cantidad de sustancia añadida, manteniendo entropía y volumen constantes.

Presión osmótica

El exceso de presión que debe aplicarse a una disolución para evitar el paso neto de disolvente puro a través de una membrana semipermeable. Es la presión necesaria para alcanzar el equilibrio osmótico. Se representa con la letra griega Π. Para disoluciones ideales diluidas de no electrolitos, se relaciona con la concentración molar (c) y la temperatura (T) mediante la ecuación de Van’t Hoff: Π = cRT.

Cociente de reacción

Una expresión matemática que tiene la misma forma que la constante de equilibrio (K) para una reacción dada, pero que utiliza las concentraciones o presiones parciales de los reactivos y productos en un momento dado, que no necesariamente son las de equilibrio. Se representa como Q y su comparación con K permite predecir la dirección en la que se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio.

Magnitud iónica media

Se refiere típicamente a la molalidad iónica media (m±) o la actividad iónica media (a±) de un electrolito en disolución. Se define como la media geométrica de las molalidades (o actividades) de los iones individuales elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos. Por ejemplo, para un electrolito MxAy que se disocia en x M+y e y A-x, la molalidad iónica media es m± = (m+^x * m-^y)^(1/(x+y)).

Ley de Kohlrausch

Describe la dependencia de la conductividad molar (Λm) de electrolitos fuertes con la concentración (o molalidad) a bajas concentraciones. Permite determinar la conductividad molar límite (Λmº, conductividad a dilución infinita) mediante extrapolación a concentración cero. La relación aproximada es Λm = Λmº – K√c, donde K es una constante y c es la concentración.

Molecularidad

El número de especies moleculares (átomos, moléculas o iones) que participan como reactivos en un paso elemental de una reacción química. Es un concepto teórico asociado al mecanismo de reacción y se refiere al número de partículas que colisionan simultáneamente en ese paso elemental.

Etapa determinante de la velocidad

En un mecanismo de reacción con múltiples pasos elementales, es el paso más lento. La velocidad de este paso limita y determina la velocidad global de la reacción. El análisis de la etapa determinante de la velocidad es crucial para proponer y validar mecanismos de reacción.

Disolución ideal

Se define como una disolución en la que las interacciones entre moléculas de diferentes componentes son iguales a las interacciones entre moléculas de los mismos componentes. En una disolución ideal, todos los componentes volátiles cumplen la Ley de Raoult en todo el rango de concentraciones y temperaturas. Implica que el mezclado de los componentes puros no produce cambio de volumen ni de entalpía.