Dominios 4 y 5 · ECEP Educación Media · Química

Reactividad Química

Toda reacción es, a la vez, un balance de energía y una carrera contra el tiempo. Aquí estudiamos la termodinámica (procesos endo y exotérmicos, entalpía ΔH, entropía ΔS y la energía libre de Gibbs ΔG que decide la espontaneidad), el equilibrio químico y el principio de Le Chatelier, la cinética (velocidad de reacción, teoría de colisiones, energía de activación Ea y catalizadores) y, ya en Dominio 5, la energía nuclear (fisión, fusión, isótopos radioactivos y sus usos, con sus ventajas y desventajas). Cada idea va con perfiles energéticos dibujados, fórmulas destacadas y casos tipo ECEP resueltos.

Dominios 4 y 5 del temario Perfiles energéticos paso a paso Casos tipo ECEP resueltos
La reactividad responde dos preguntas distintas: ¿la reacción puede ocurrir? (termodinámica, energía) y ¿qué tan rápido ocurre? (cinética, velocidad). Un catalizador no cambia lo primero, pero acelera lo segundo.
Subdominio 4.1 · Termodinámica y equilibrio

¿La reacción puede ocurrir y hacia dónde?

La termodinámica química estudia cómo se intercambia la energía en una reacción y si esa reacción es espontánea (puede ocurrir por sí sola) o no. No te dice qué tan rápido ocurre (eso es cinética), sino si está favorecida. Las herramientas clave son tres funciones: la entalpía (ΔH, el calor intercambiado), la entropía (ΔS, el desorden) y la energía libre de Gibbs (ΔG), que combina ambas y decide la espontaneidad. A esto se suma el equilibrio químico de las reacciones reversibles y el principio de Le Chatelier, que predice cómo se reacomoda un sistema cuando lo perturbas.

4.1

Procesos endotérmicos y exotérmicos (el perfil energético)

Desde cero

Toda reacción rompe enlaces (gasta energía) y forma enlaces nuevos (libera energía). El balance neto entre lo que gasta y lo que libera es el calor de reacción, medido como variación de entalpía ΔH. Según el signo de ese balance, la reacción es de uno de dos tipos:

  • Exotérmica (ΔH < 0): libera calor al entorno. Los productos quedan con menos energía que los reactivos. El sistema se enfría hacia adentro y el entorno se calienta. Ejemplos: una combustión, la respiración celular.
  • Endotérmica (ΔH > 0): absorbe calor del entorno. Los productos quedan con más energía que los reactivos. El entorno se enfría (por eso una bolsa de frío instantáneo enfría). Ejemplos: la fotosíntesis, la cocción de un alimento.

La forma de leerlo de un vistazo es el perfil energético: un gráfico de energía (eje vertical) a lo largo del avance de la reacción (eje horizontal). Si los productos quedan abajo, es exotérmica; si quedan arriba, es endotérmica. La "colina" intermedia es la energía de activación, que veremos en cinética.

Cómo se lee el signo de ΔH

ΔH = Hproductos − Hreactivos

Si los productos tienen menos energía → ΔH < 0 (exotérmica). Si tienen más → ΔH > 0 (endotérmica).

Exotérmica  (ΔH < 0) Energía Avance de la reacción reactivos productos Ea ΔH<0 Endotérmica  (ΔH > 0) Energía Avance de la reacción reactivos productos Ea ΔH>0
Figura 1. En la exotérmica los productos quedan más abajo (ΔH < 0, libera calor); en la endotérmica quedan más arriba (ΔH > 0, absorbe calor). La "colina" intermedia (Ea) es la energía de activación: existe en ambos casos, sea la reacción exo o endotérmica.
El error típico

Confundir exotérmico con espontáneo. No son lo mismo: que una reacción libere calor (ΔH < 0) la favorece, pero la espontaneidad la decide ΔG, no ΔH sola. Hay reacciones endotérmicas espontáneas (como disolver ciertas sales, que enfrían el vaso) porque el aumento de desorden (ΔS > 0) compensa. Otro error: creer que la energía de activación solo existe en las endotérmicas. Toda reacción tiene su colina de Ea, incluso las exotérmicas.

Pregunta tipo ECEP
Al disolver cierta sal en agua, el matraz se enfría y se mide que la temperatura del sistema baja varios grados. ¿Qué se puede afirmar del proceso de disolución?
  1. A) Es exotérmico, porque al bajar la temperatura el sistema está liberando su calor al agua.
  2. B) Es adiabático, porque no hay intercambio de calor con el exterior del matraz.
  3. C) Es endotérmico, porque absorbe calor del entorno (el agua), que por eso se enfría; su ΔH es positivo.
  4. D) No hay reacción, porque disolver una sal es solo un cambio físico sin energía involucrada.
Correcta: C. El proceso absorbe calor del agua, por eso el entorno se enfría; eso es endotérmico y su ΔH > 0. A invierte la lógica: si el sistema enfría al entorno es porque le quita calor, no porque lo libere. B es falso: justamente hubo intercambio de calor (el agua perdió temperatura), así que no es adiabático. D es incorrecto: la disolución sí tiene energía asociada (calor de disolución), tanto que aquí se mide enfriamiento.
Pregunta tipo ECEP
En un perfil energético, los reactivos están a 120 kJ y los productos a 50 kJ. ¿Cómo se clasifica la reacción y cuánto vale su ΔH?
  1. A) Endotérmica, ΔH = +70 kJ, porque los productos tienen menos energía que los reactivos.
  2. B) Endotérmica, ΔH = −70 kJ, porque la diferencia entre los niveles es de 70 kJ.
  3. C) Exotérmica, ΔH = +70 kJ, porque libera 70 kJ y por eso el valor es positivo.
  4. D) Exotérmica, ΔH = −70 kJ, porque Hproductos − Hreactivos = 50 − 120 = −70 kJ.
Correcta: D. ΔH = Hproductos − Hreactivos = 50 − 120 = −70 kJ; el signo negativo y los productos más abajo indican exotérmica. A clasifica mal: menos energía en los productos es exotérmico, no endotérmico. B mezcla todo: ni el tipo (sería exo) ni el criterio (un ΔH negativo no es endotérmico). C acierta el tipo pero el signo de una exotérmica es negativo, no positivo.
4.1

Adiabático, isotérmico, isocórico e isobárico

Desde cero

Un proceso termodinámico se nombra según qué variable se mantiene constante o qué no intercambia. Estos cuatro son los que pide la prueba; la raíz "iso" significa "igual" (algo no cambia):

  • Adiabático: no hay intercambio de calor con el entorno (Q = 0). El sistema está aislado térmicamente; cualquier cambio de energía se hace como trabajo. Ejemplo: la compresión rápida del aire en una bomba de bicicleta, que calienta sin tener tiempo de ceder calor.
  • Isotérmico: la temperatura se mantiene constante (T = cte). Si el gas se expande, intercambia calor justo lo necesario para no cambiar su temperatura.
  • Isocórico (o isovolumétrico): el volumen se mantiene constante (V = cte). Como el volumen no cambia, el sistema no realiza trabajo de expansión; toda la energía va como calor. Ejemplo: calentar un gas en un recipiente rígido cerrado.
  • Isobárico: la presión se mantiene constante (P = cte). Es el caso de las reacciones al aire libre, a presión atmosférica. Aquí el calor intercambiado es la entalpía ΔH.
El truco para no confundirlos

Adiabático → sin calor (Q = 0).  Isotérmico → T cte.  Isocórico → V cte.  Isobárico → P cte (báros = peso/presión).

El error típico

Confundir adiabático con isotérmico. En el adiabático no entra ni sale calor, pero la temperatura sí puede cambiar (una compresión adiabática calienta el gas). En el isotérmico la temperatura no cambia, pero sí hay intercambio de calor con el entorno. Son casi opuestos. También se confunde isocórico con isobárico: recuerda córico = volumen (recipiente rígido) y bárico = presión (al aire libre).

Pregunta tipo ECEP
Una reacción se realiza en un recipiente rígido y cerrado, cuyo volumen no puede variar. ¿Qué tipo de proceso es respecto del volumen?
  1. A) Isobárico, porque al estar cerrado se mantiene constante la presión interna.
  2. B) Isotérmico, porque al ser cerrado la temperatura del sistema no cambia.
  3. C) Adiabático, porque un recipiente cerrado no deja pasar el calor.
  4. D) Isocórico, porque el recipiente rígido impide que cambie el volumen (V constante).
Correcta: D. "Rígido" significa volumen fijo, y volumen constante es isocórico. A confunde: lo que se fija es el volumen, no la presión; de hecho al calentar un recipiente rígido la presión sube. B tampoco: un recipiente cerrado puede ganar o perder temperatura sin problema. C es falso: cerrado no implica aislado térmicamente; el calor sí puede atravesar las paredes.
4.1

Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs (la espontaneidad)

Desde cero

Para decidir si una reacción ocurre por sí sola (es espontánea) no basta la energía; hay que mirar también el desorden. Tres magnitudes lo gobiernan:

  • Entalpía (ΔH): el calor intercambiado a presión constante. ΔH < 0 (exotérmica) favorece la espontaneidad.
  • Entropía (ΔS): mide el desorden del sistema. La naturaleza tiende a aumentar el desorden, así que ΔS > 0 (más desorden, por ejemplo pasar de sólido a gas) también favorece la espontaneidad.
  • Energía libre de Gibbs (ΔG): combina las dos anteriores con la temperatura y es la que decide.
La ecuación que lo decide todo

ΔG = ΔH − T·ΔS

Si ΔG < 0 → el proceso es espontáneo. Si ΔG > 0 → no espontáneo (lo sería el inverso). Si ΔG = 0 → el sistema está en equilibrio. (T está en kelvin, siempre positiva.)

Ejemplo resuelto: el papel de la temperatura

Una reacción tiene ΔH = +30 kJ (endotérmica, desfavorable) y ΔS = +0,10 kJ/K (gana desorden, favorable). ¿Es espontánea a 200 K y a 400 K?

  • A 200 K: ΔG = 30 − (200 · 0,10) = 30 − 20 = +10 kJ → ΔG > 0, no espontánea.
  • A 400 K: ΔG = 30 − (400 · 0,10) = 30 − 40 = −10 kJ → ΔG < 0, espontánea.

Conclusión: cuando ΔH y ΔS tienen el mismo signo (aquí ambos positivos), la temperatura decide. Subir T hizo que el término −T·ΔS dominara y volviera espontánea una reacción endotérmica.

En la ECEP

Las preguntas dan los signos de ΔH y ΔS y piden decidir la espontaneidad, a veces dependiendo de la temperatura. Memoriza los cuatro casos: si ΔH < 0 y ΔS > 0 → siempre espontánea; si ΔH > 0 y ΔS < 0 → nunca; y si tienen el mismo signo, depende de T. La clave es no confundir "exotérmico" con "espontáneo": el juez final es ΔG.

Pregunta tipo ECEP
Una reacción tiene ΔH = −50 kJ (exotérmica) y ΔS = +0,02 kJ/K (aumenta el desorden). ¿Qué se puede afirmar sobre su espontaneidad?
  1. A) Es espontánea solo a temperaturas muy altas, porque necesita calor para que ΔG se vuelva negativo.
  2. B) No es espontánea a ninguna temperatura, porque al ser exotérmica el sistema pierde la energía que necesitaba.
  3. C) Es espontánea a cualquier temperatura, porque con ΔH < 0 y ΔS > 0 el término −T·ΔS también es negativo, así que ΔG < 0 siempre.
  4. D) Es espontánea solo a temperaturas muy bajas, ya que enfriar disminuye la energía libre.
Correcta: C. Con ΔH negativo y ΔS positivo, ΔG = ΔH − T·ΔS es (negativo) − (positivo) = siempre negativo, sin importar T: espontánea a toda temperatura. A y D introducen una dependencia de T que aquí no existe (ese caso ocurre cuando ΔH y ΔS tienen el mismo signo). B confunde exotérmico con desfavorable: liberar calor ayuda a la espontaneidad, no la impide.
Pregunta tipo ECEP
Para cierta reacción ΔH = +60 kJ y ΔS = +0,15 kJ/K. ¿A partir de qué temperatura aproximada se vuelve espontánea?
  1. A) Sobre 400 K, porque ΔG = 0 cuando T = ΔH : ΔS = 60 : 0,15 = 400 K, y por encima ΔG < 0.
  2. B) Bajo 400 K, porque a menor temperatura el término T·ΔS es menor y ΔG se hace negativo.
  3. C) A ninguna temperatura, porque al ser endotérmica nunca puede ser espontánea.
  4. D) A cualquier temperatura, porque ΔS es positivo y eso basta para que sea espontánea.
Correcta: A. El punto de cambio es ΔG = 0 → T = ΔH : ΔS = 60 : 0,15 = 400 K; por encima de 400 K, T·ΔS supera a ΔH y ΔG < 0. B invierte la lógica: aquí se necesita más temperatura, no menos, porque el desorden ayuda. C es falso: una endotérmica con ΔS > 0 sí puede ser espontánea calentando. D olvida que ΔH positivo se opone; ΔS > 0 ayuda, pero no basta a baja temperatura.
4.1

Equilibrio químico y principio de Le Chatelier

Desde cero

Muchas reacciones son reversibles: ocurren en ambos sentidos a la vez, y se escriben con doble flecha ⇌. Llega un momento en que la velocidad de ida iguala a la de vuelta: las concentraciones dejan de cambiar aunque las dos reacciones siguen ocurriendo. Eso es el equilibrio químico (dinámico, no es que se detenga). La proporción entre productos y reactivos en equilibrio la describe la constante de equilibrio K: si K es grande, predominan los productos; si es pequeña, los reactivos.

El principio de Le Chatelier predice qué pasa si perturbas un sistema en equilibrio: el sistema se desplaza en el sentido que contrarresta el cambio, buscando un nuevo equilibrio. Es como empujar a alguien: se inclina hacia el lado contrario para no caer.

  • Si agregas reactivo (o quitas producto): el equilibrio se desplaza hacia los productos (consume el exceso).
  • Si agregas producto (o quitas reactivo): se desplaza hacia los reactivos.
  • Si aumentas la presión (en gases): se desplaza hacia el lado con menos moles de gas (para bajar la presión).
  • Si aumentas la temperatura: se desplaza en el sentido endotérmico (absorbe el calor que añadiste).
La reacción reversible típica (síntesis del amoniaco)

N2 + 3H2 ⇌ 2NH3   (ΔH < 0, exotérmica)

Lado izquierdo: 1 + 3 = 4 moles de gas. Lado derecho: 2 moles. Subir la presión la desplaza a la derecha (menos moles), favoreciendo el NH3.

El error típico

Pensar que en el equilibrio "ya no pasa nada" o que reactivos y productos están en igual cantidad. Falso por partida doble: el equilibrio es dinámico (las dos reacciones siguen ocurriendo, solo que a la misma velocidad), y las cantidades no tienen por qué ser iguales; eso depende del valor de K. Otro error frecuente: aplicar el efecto de la presión a una reacción donde ambos lados tienen el mismo número de moles de gas; en ese caso la presión no desplaza el equilibrio.

Pregunta tipo ECEP
En el equilibrio N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 se aumenta la presión del sistema comprimiéndolo. ¿Hacia dónde se desplaza el equilibrio?
  1. A) Hacia los productos (derecha), porque ese lado tiene menos moles de gas (2 frente a 4) y así el sistema baja la presión.
  2. B) Hacia los reactivos (izquierda), porque la presión rompe las moléculas de amoniaco.
  3. C) No se desplaza, porque la presión no afecta a las reacciones químicas.
  4. D) Hacia los productos, porque aumentar la presión siempre favorece la formación de más sustancias.
Correcta: A. Le Chatelier: ante más presión, el sistema se desplaza al lado con menos moles de gas para contrarrestarla; aquí los productos (2 moles) frente a los reactivos (4 moles), así que va a la derecha. B inventa una "ruptura" que no ocurre. C es falso: en sistemas gaseosos la presión sí desplaza el equilibrio. D generaliza mal: la presión favorece el lado de menos moles, que en este caso son los productos, pero no por una regla universal de "más sustancias".
Pregunta tipo ECEP
Un equilibrio exotérmico A + B ⇌ C (libera calor) se calienta. ¿Qué ocurre con la cantidad de producto C?
  1. A) Aumenta, porque calentar siempre acelera la formación de productos.
  2. B) Aumenta, porque el calor agregado se incorpora como reactivo y forma más C.
  3. C) No cambia, porque la temperatura no afecta la posición del equilibrio, solo la velocidad.
  4. D) Disminuye, porque al añadir calor el equilibrio se desplaza en sentido endotérmico (hacia reactivos), consumiendo C.
Correcta: D. En una reacción exotérmica, el calor es un "producto"; al añadir calor el sistema se desplaza en el sentido endotérmico (hacia los reactivos) para consumirlo, así que baja la cantidad de C. A confunde velocidad con posición de equilibrio: calentar acelera ambas reacciones, pero desplaza hacia reactivos. B trata el calor como reactivo de una exotérmica, cuando en realidad es un producto. C es falso: la temperatura sí cambia la posición del equilibrio (y el valor de K).
Subdominio 4.2 · Cinética química

¿Qué tan rápido ocurre la reacción?

La termodinámica dice si una reacción puede ocurrir; la cinética dice qué tan rápido lo hace. Una reacción puede ser espontánea pero lentísima (el hierro se oxida, pero tarda años). La cinética estudia la velocidad de reacción, los factores que la modifican, la teoría de colisiones que la explica y la energía de activación, esa barrera que las moléculas deben superar. Y su protagonista práctico: el catalizador, que acelera sin gastarse.

4.2

Velocidad de reacción y sus factores

Desde cero

La velocidad de reacción mide qué tan rápido se consumen los reactivos o se forman los productos por unidad de tiempo (por ejemplo, mol/L por segundo). Cuatro factores la modifican, y todos se explican por una misma idea: cuántos choques eficaces ocurren por segundo.

  • Concentración: a mayor concentración de reactivos, más moléculas por volumen → más choques → más rápido.
  • Temperatura: al calentar, las moléculas se mueven más rápido → chocan más y con más energía → más rápido. Una regla aproximada: subir 10 °C suele duplicar la velocidad.
  • Superficie de contacto: un sólido pulverizado reacciona mucho más rápido que en bloque, porque expone más área. (Por eso el polvo fino de ciertos materiales puede ser explosivo.)
  • Catalizador: una sustancia que acelera la reacción bajando la energía de activación, sin consumirse.
En la ECEP

Aparecen situaciones experimentales: "se observó que la reacción fue más rápida al usar el reactivo en polvo en lugar de en trozos; ¿qué factor lo explica?". La estrategia es asociar cada observación a su factor (más fino → superficie; más caliente → temperatura; más concentrado → concentración) y descartar el que confunde velocidad con cantidad de producto: un catalizador o más temperatura cambian la velocidad, no necesariamente cuánto producto final se obtiene.

Pregunta tipo ECEP
Una tableta efervescente se disuelve mucho más rápido cuando se muele a polvo que cuando se deja entera. ¿Qué factor cinético explica la diferencia?
  1. A) La concentración, porque el polvo está más concentrado que la tableta entera.
  2. B) La temperatura, porque al moler se libera calor que acelera la reacción.
  3. C) La superficie de contacto, porque al moler se expone más área del sólido al agua, aumentando el número de choques.
  4. D) La presión, porque el polvo ocupa menos volumen y eso aumenta la presión sobre el reactivo.
Correcta: C. Moler aumenta la superficie de contacto: más área expuesta = más choques eficaces por segundo = más rápido. A confunde: la masa es la misma, no cambia la concentración por moler. B es falso: moler no calienta de forma apreciable la reacción. D introduce presión, que aquí (un sólido disolviéndose en agua) no es el factor relevante.
Pregunta tipo ECEP
Un estudiante quiere que una reacción entre dos disoluciones ocurra más rápido. ¿Cuál acción NO es eficaz para aumentar la velocidad?
  1. A) Calentar las disoluciones antes de mezclarlas.
  2. B) Aumentar la concentración de los reactivos.
  3. C) Enfriar la mezcla en un baño de hielo durante la reacción.
  4. D) Agregar un catalizador adecuado a la mezcla.
Correcta: C. Enfriar disminuye la energía y el número de choques eficaces, por lo que frena la reacción: no sirve para acelerarla. A (calentar), B (más concentración) y D (catalizador) sí aumentan la velocidad, cada uno por su mecanismo (más energía de choque, más choques, menor Ea).
4.2

Teoría de colisiones y energía de activación

Desde cero

La teoría de colisiones explica por qué reaccionan las sustancias: para que ocurra una reacción, las moléculas deben chocar, pero no cualquier choque sirve. Un choque es eficaz solo si cumple dos condiciones:

  • Orientación correcta: las moléculas deben chocar en la posición adecuada para que se reordenen los enlaces.
  • Energía suficiente: el choque debe traer al menos la energía de activación (Ea), la barrera mínima de energía necesaria para romper los enlaces de los reactivos y empezar a formar los nuevos.

La energía de activación es la "colina" que vimos en el perfil energético: por alta que esté, hay que subirla para llegar a productos. Mientras más alta sea Ea, más lenta es la reacción (menos moléculas reúnen tanta energía). Calentar ayuda porque da más energía cinética a más moléculas, así que más de ellas superan la barrera.

La idea en una línea

Ea alta → reacción lenta.  Ea baja → reacción rápida.

Importante: la Ea es independiente de si la reacción es endo o exotérmica. El ΔH mide el balance inicial-final; la Ea mide la altura de la barrera del camino.

Pregunta tipo ECEP
Según la teoría de colisiones, ¿qué condición debe cumplir un choque entre moléculas para que la reacción ocurra?
  1. A) Basta con que las moléculas se acerquen, sin necesidad de que choquen.
  2. B) El choque debe tener energía igual o mayor a la energía de activación y la orientación adecuada.
  3. C) El choque debe ocurrir siempre entre tres o más moléculas a la vez.
  4. D) Cualquier choque produce reacción, siempre que haya suficientes moléculas.
Correcta: B. Un choque es eficaz solo si reúne energía ≥ Ea y la orientación correcta; ambas condiciones a la vez. A es falso: acercarse no basta, debe haber choque con energía. C inventa un requisito de tres moléculas que no existe (la mayoría de los choques eficaces son entre dos). D es el error clásico: no todo choque reacciona; solo los que cumplen energía y orientación.
Pregunta tipo ECEP
Dos reacciones liberan la misma cantidad de calor (igual ΔH), pero la reacción X es mucho más lenta que la Y. ¿Qué explica mejor la diferencia de velocidad?
  1. A) La reacción X tiene una energía de activación más alta, por eso menos choques la superan y es más lenta.
  2. B) La reacción X es más endotérmica que la Y, por eso libera el calor más despacio.
  3. C) La reacción Y tiene un ΔH más negativo, lo que la hace automáticamente más rápida.
  4. D) La velocidad no tiene relación con la energía de activación, solo con el calor liberado.
Correcta: A. Con igual ΔH, la diferencia de velocidad la marca la energía de activación: a mayor Ea, menos moléculas la superan y más lenta es la reacción. B contradice el enunciado: ambas liberan calor (son exotérmicas, no endotérmicas). C confunde termodinámica con cinética: tienen el mismo ΔH, y de todos modos ΔH no determina la rapidez. D niega justamente el factor cinético clave: la Ea sí gobierna la velocidad.
4.2

Relacionar velocidades por coeficientes y la etapa limitante

Desde cero

En una reacción, los reactivos se consumen y los productos se forman a ritmos ligados por los coeficientes de la ecuación balanceada. Si una especie tiene un coeficiente mayor, su concentración cambia más rápido, en proporción a ese coeficiente. La velocidad única de la reacción se obtiene dividiendo la velocidad de cada especie por su coeficiente:

La relación de velocidades

Para aA + bB → cC + dD:

velocidad = (velocidad de A) : a = (velocidad de B) : b = (velocidad de C) : c = (velocidad de D) : d

En la práctica: v de cada especie = velocidad de la reacción × su coeficiente. La que tiene coeficiente más grande aparece/desaparece más rápido.

Ejemplo resuelto: del NO al O2

En la reacción 2NO + O2 → 2NO2, se mide que el NO se consume a una velocidad de 0,4 mol/(L·s). ¿A qué velocidad se consume el O2?

  • Los coeficientes son 2 para el NO y 1 para el O2.
  • Por cada 2 NO que reaccionan, se consume 1 O2: el O2 va a la mitad del ritmo del NO.
  • v(O2) = 0,4 : 2 = 0,2 mol/(L·s).

Regla: divide la velocidad conocida por su coeficiente y multiplica por el coeficiente de la especie buscada.

Mecanismo por etapas y etapa limitante

Muchas reacciones no ocurren "de un golpe", sino en varias etapas elementales (un mecanismo). En el perfil energético se ven entonces varias colinas, una por etapa, con intermediarios en los valles entre ellas (especies que se forman y luego se consumen). La etapa con la colina más alta (mayor energía de activación) es la etapa limitante de la velocidad: es la más lenta y, como un embudo, marca el ritmo de toda la reacción.

Pista

En un perfil de varias colinas: los valles intermedios son intermediarios (no son ni reactivo ni producto final), y la colina más alta es la etapa lenta o limitante. "El más lento manda": la velocidad global la fija la etapa de mayor Ea.

El error típico

Creer que todas las especies cambian a la misma velocidad. No: la que tiene mayor coeficiente cambia más rápido. Y en un mecanismo, pensar que la etapa limitante es la primera o la más exotérmica; es la de mayor energía de activación (la colina más alta), sin importar el orden.

Pregunta tipo ECEP
En la reacción 2NO + O2 → 2NO2, el NO se consume a 0,6 mol/(L·s). Usando los coeficientes, ¿a qué velocidad se consume el O2?
  1. A) 0,6 mol/(L·s), porque todas las especies reaccionan a la misma velocidad.
  2. B) 1,2 mol/(L·s), porque el O2 reacciona al doble del NO.
  3. C) 0,3 mol/(L·s), porque el coeficiente del NO es 2 y el del O2 es 1: el O2 va a la mitad del ritmo.
  4. D) 0,15 mol/(L·s), porque hay que dividir entre cuatro por los dos NO y los dos NO2.
Correcta: C. Por cada 2 NO se consume 1 O2, así que el O2 va a la mitad: 0,6 : 2 = 0,3 mol/(L·s). A ignora los coeficientes (no todas van igual). B invierte la proporción (el O2 es más lento, no más rápido). D divide por un factor inventado (4); el cociente correcto es por el coeficiente 2.
Pregunta tipo ECEP
El perfil energético de una reacción muestra dos colinas: la primera de altura moderada y la segunda mucho más alta, con un valle (intermediario) entre ambas. ¿Cuál etapa determina la velocidad de la reacción?
  1. A) La primera etapa, porque es la que ocurre antes en el tiempo.
  2. B) La segunda etapa, porque tiene la mayor energía de activación (la colina más alta) y es la más lenta.
  3. C) Ninguna: en un mecanismo de varias etapas la velocidad no depende de las colinas.
  4. D) La etapa donde se forma el intermediario, porque es la especie más inestable.
Correcta: B. La etapa limitante es la de mayor energía de activación (colina más alta), que aquí es la segunda: la más lenta marca el ritmo global. A confunde "primera en el tiempo" con "más lenta"; no siempre coinciden. C es falso: la velocidad sí depende de la barrera más alta. D el intermediario es solo una especie pasajera del valle, no define por sí mismo la velocidad.
4.2

El catalizador: bajar la barrera sin consumirse

Desde cero

Un catalizador es una sustancia que acelera una reacción sin consumirse: aparece al final igual que al principio. ¿Cómo lo logra? Ofrece un camino alternativo con una energía de activación más baja. Al bajar la colina Ea, muchas más moléculas reúnen la energía para superarla, así que la reacción va más rápido.

Tres ideas que la prueba evalúa una y otra vez:

  • El catalizador baja la Ea (de ida y de vuelta), pero no cambia el ΔH: reactivos y productos quedan a la misma altura que sin él.
  • No se consume: participa y luego se regenera, por eso una pequeña cantidad sirve para mucho.
  • Los catalizadores biológicos son las enzimas (aceleran reacciones del organismo a temperatura corporal); en la industria, catalizadores como el del convertidor catalítico del auto.
El catalizador baja la energía de activación Energía Avance de la reacción reactivos productos sin catalizador con catalizador Ea alta Ea baja ΔH (igual)
Figura 2. El catalizador (curva punteada) ofrece un camino con menor energía de activación, así que la reacción es más rápida. Fíjate que los niveles de reactivos y productos no cambian: el ΔH es el mismo con o sin catalizador. El catalizador altera la velocidad, no el balance energético.
El error típico

Creer que el catalizador cambia el ΔH o hace que se obtenga más producto. Falso: solo baja la barrera Ea, por lo que la reacción es más rápida, pero los reactivos y productos quedan a la misma altura energética (mismo ΔH) y, en un equilibrio, se llega al mismo punto, solo que antes. Otro error: pensar que el catalizador se gasta; se regenera y queda intacto al final.

Pregunta tipo ECEP
Se agrega un catalizador a una reacción. ¿Cuál afirmación describe correctamente su efecto?
  1. A) Aumenta la velocidad porque baja la energía de activación, y no se consume durante la reacción.
  2. B) Aumenta la velocidad porque eleva la energía de los reactivos por encima de la de los productos.
  3. C) Hace la reacción más exotérmica, ya que cambia el ΔH volviéndolo más negativo.
  4. D) Aumenta la cantidad final de producto, porque desplaza el equilibrio hacia la derecha.
Correcta: A. El catalizador acelera la reacción bajando la Ea y no se consume (se regenera). B describe mal el mecanismo: no eleva la energía de los reactivos, baja la barrera. C es falso: no cambia el ΔH (los niveles de reactivos y productos quedan iguales). D también es falso: un catalizador no desplaza el equilibrio ni cambia cuánto producto se obtiene; solo hace que se llegue antes al mismo punto.
Pregunta tipo ECEP
En el organismo, las enzimas permiten que reacciones que serían lentísimas ocurran rápidamente a 37 °C. ¿Qué tipo de sustancia son las enzimas desde la cinética?
  1. A) Reactivos, porque se consumen al producir el producto de la reacción.
  2. B) Catalizadores biológicos, porque bajan la energía de activación y se regeneran sin consumirse.
  3. C) Productos, porque aparecen como resultado de la reacción que aceleran.
  4. D) Inhibidores, porque controlan la reacción frenándola para protegerla del calor.
Correcta: B. Las enzimas son catalizadores biológicos: bajan la Ea y se regeneran, por eso una pequeña cantidad procesa mucho sustrato. A y C son falsos: no se consumen ni se forman, quedan intactas. D invierte su función: un inhibidor frena, pero las enzimas aceleran la reacción.
Dominio 5 · Energía nuclear

La energía que viene del núcleo

Hasta aquí la energía venía de los enlaces entre átomos. La energía nuclear proviene de algo mucho más profundo: el núcleo del átomo. Cambios en el núcleo (fisión y fusión) liberan cantidades enormes de energía. Aquí veremos los dos procesos, los isótopos radioactivos y sus usos, y un balance honesto de ventajas y desventajas de esta fuente de energía.

La energía nuclear surge de transformaciones en el núcleo del átomo. Los isótopos radioactivos, además de generar energía, sirven para datar fósiles (carbono-14) y para diagnóstico y tratamiento en medicina.
5.1

Fisión, fusión e isótopos radioactivos

Desde cero

Hay dos formas de liberar la enorme energía guardada en el núcleo, y son opuestas:

  • Fisión nuclear: un núcleo pesado (como el uranio-235) se parte en núcleos más pequeños al ser golpeado por un neutrón, liberando energía y más neutrones (que pueden provocar una reacción en cadena). Es el proceso de las centrales nucleares actuales y de la bomba atómica.
  • Fusión nuclear: dos núcleos ligeros (como isótopos de hidrógeno) se unen para formar uno mayor, liberando aún más energía. Es lo que ocurre en el Sol y las estrellas. En la Tierra aún no se domina como fuente comercial porque exige temperaturas altísimas.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones (mismo número de protones). Algunos son inestables y emiten radiación al transformarse: son radioactivos. Esa emisión, controlada, tiene usos valiosos:

  • Datación con carbono-14: los seres vivos incorporan C-14; al morir, este isótopo decae a ritmo conocido, así que medir cuánto queda data fósiles y restos arqueológicos.
  • Medicina nuclear: isótopos como el yodo-131 o el tecnecio-99 se usan en diagnóstico por imágenes y en radioterapia contra el cáncer.
Fisión y fusión, en una línea

Fisión: núcleo pesado se parte (centrales nucleares, U-235).  Fusión: núcleos ligeros se unen (el Sol, hidrógeno).

Ambas liberan muchísima energía; la fusión libera aún más y produce menos residuos, pero todavía no es viable comercialmente en la Tierra.

El error típico

Intercambiar fisión y fusión. Truco: fisión → división (se parte); fusión → unión (se funden, como "fusionar dos empresas"). Otro error: creer que las centrales nucleares funcionan por fusión; las actuales funcionan por fisión (la fusión todavía está en investigación). Y un tercero: confundir isótopos con iones; los isótopos difieren en neutrones, los iones en electrones (carga).

Pregunta tipo ECEP
En el Sol, los núcleos de isótopos de hidrógeno se unen para formar helio, liberando enormes cantidades de energía. ¿Qué proceso nuclear es?
  1. A) Fisión, porque se libera mucha energía a partir de los núcleos.
  2. B) Fusión, porque dos núcleos ligeros se unen para formar uno más pesado.
  3. C) Combustión, porque el Sol arde quemando hidrógeno con oxígeno.
  4. D) Ionización, porque los átomos de hidrógeno pierden sus electrones por el calor.
Correcta: B. Unir núcleos ligeros para formar uno mayor es fusión nuclear, el proceso del Sol. A es lo contrario: la fisión parte núcleos pesados, no los une. C confunde: el Sol no "quema" hidrógeno con oxígeno (eso sería una reacción química de combustión, no nuclear). D describe la ionización, que es perder electrones, un fenómeno distinto que no libera la energía nuclear del enunciado.
Pregunta tipo ECEP
Para estimar la antigüedad de un resto óseo de miles de años, un laboratorio mide cuánto carbono-14 queda en él. ¿En qué propiedad de los isótopos radioactivos se basa esta técnica?
  1. A) En que el carbono-14 se evapora a una tasa fija que depende de la temperatura del hueso.
  2. B) En que el carbono-14 cambia de color con el tiempo y ese color se compara con una escala.
  3. C) En que el carbono-14 se acumula con los años, por lo que más cantidad indica mayor antigüedad.
  4. D) En que el carbono-14 decae (se desintegra) a un ritmo conocido y constante, así que la fracción restante indica el tiempo transcurrido.
Correcta: D. La datación se basa en el decaimiento radioactivo: el C-14 se desintegra a ritmo constante, así que la fracción que queda permite calcular el tiempo desde la muerte del organismo. A es falso: no es evaporación, sino desintegración nuclear. B inventa un cambio de color inexistente. C invierte el proceso: tras la muerte el C-14 disminuye, no se acumula.
5.1

Vida media (semivida): cuánto isótopo queda con el tiempo

Desde cero

La vida media (o semivida, o periodo de semidesintegración) de un isótopo radioactivo es el tiempo que tarda en desintegrarse la mitad de la muestra. Es una propiedad fija de cada isótopo (el carbono-14 tiene unos 5.730 años; el yodo-131, unos 8 días). La regla es simple y poderosa: por cada vida media que pasa, queda la mitad de lo que había.

  • Tras 1 vida media: queda 1/2 = 50 %.
  • Tras 2 vidas medias: queda 1/2 de 1/2 = 1/4 = 25 %.
  • Tras 3 vidas medias: 1/8 = 12,5 %.
  • Tras 4 vidas medias: 1/16 = 6,25 %.
La fórmula de las mitades

mfinal = minicial × (1/2)n

donde n es el número de vidas medias transcurridas (n = tiempo total : vida media). La fracción que queda es (1/2)n; la fracción que ya se desintegró es 1 − (1/2)n.

Ejemplo resuelto: fracción restante tras varias vidas medias

Un isótopo tiene una vida media de 10 años. ¿Qué porcentaje de la muestra queda después de 40 años?

  • Paso 1. Cuento las vidas medias: n = 40 : 10 = 4.
  • Paso 2. Aplico la regla de mitades: (1/2)4 = 1/16.
  • Paso 3. 1/16 = 0,0625 = 6,25 %.

Tras 40 años (4 vidas medias) queda solo el 6,25 % del isótopo original.

Ejemplo resuelto: hallar la masa inicial desde la que queda

De cierta muestra han pasado 3 vidas medias y ahora quedan 5 g. ¿Cuánta masa había al inicio?

  • Tras 3 vidas medias queda (1/2)3 = 1/8 de lo inicial.
  • Entonces 5 g = minicial : 8 → minicial = 5 × 8 = 40 g.

Truco para ir hacia atrás: cada vida media que retrocedes, duplicas la masa. 5 → 10 (1 atrás) → 20 (2) → 40 g (3): mismo resultado.

Pista

Hacia adelante en el tiempo se divide entre 2 por cada vida media; hacia atrás se multiplica por 2. Si te dan tiempo total y vida media, primero saca n = tiempo : vida media, y recién entonces aplica las mitades.

El error típico

Restar en vez de dividir a la mitad. Tras 2 vidas medias no queda "el 0 %" ni "la mitad menos la mitad": queda 1/4 (25 %), porque cada periodo toma la mitad de lo que había, no la mitad del total inicial. Otro error: confundir la fracción que queda con la que se desintegró (si queda 25 %, se desintegró el 75 %).

Pregunta tipo ECEP
Un isótopo radioactivo tiene una vida media de 6 horas. Si parte una muestra y transcurren 4 vidas medias, ¿qué porcentaje de la muestra original permanece sin desintegrar?
  1. A) 25 %, porque cada vida media reduce la muestra en un cuarto.
  2. B) 0 %, porque tras cuatro periodos ya no queda nada del isótopo.
  3. C) 6,25 %, porque (1/2)4 = 1/16 = 6,25 %.
  4. D) 50 %, porque siempre que pasa tiempo queda la mitad de la muestra.
Correcta: C. Cada vida media deja la mitad; tras 4 periodos queda (1/2)4 = 1/16 = 6,25 %. A aplica solo 2 vidas medias (1/4), no 4. B es falso: el decaimiento es por mitades, nunca llega exactamente a 0 en un número entero de periodos. D corresponde a una sola vida media, no a cuatro.
Pregunta tipo ECEP
Una muestra de un isótopo tiene hoy 10 g. Se sabe que han transcurrido 2 vidas medias desde que se formó. ¿Cuál era su masa inicial?
  1. A) 20 g, porque en dos vidas medias se perdió la mitad.
  2. B) 40 g, porque tras 2 vidas medias queda 1/4 de lo inicial, así que 10 g × 4 = 40 g.
  3. C) 5 g, porque la masa inicial siempre es la mitad de la actual.
  4. D) 80 g, porque cada vida media multiplica por cuatro la masa perdida.
Correcta: B. Tras 2 vidas medias queda (1/2)2 = 1/4 de lo inicial. Si eso es 10 g, lo inicial era 10 × 4 = 40 g (retrocediendo: 10 → 20 → 40). A aplica una sola vida media. C invierte el sentido del tiempo (la masa inicial es mayor, no menor, que la actual). D usa un factor incorrecto: dos vidas medias dan factor 4, no 8.
Pregunta tipo ECEP
La tabla muestra la masa de un isótopo en el tiempo: 0 h → 80 g; 5 h → 40 g; 10 h → 20 g; 15 h → 10 g. ¿Cuál es la vida media del isótopo?
  1. A) 5 horas, porque la masa se reduce a la mitad cada 5 horas (80→40→20→10).
  2. B) 15 horas, porque es el tiempo total que dura la muestra en la tabla.
  3. C) 10 horas, porque es cuando queda la cuarta parte de la muestra.
  4. D) 40 horas, porque corresponde a la masa que se pierde primero.
Correcta: A. La vida media es el tiempo en que la masa cae a la mitad: de 80 a 40 g pasaron 5 h, de 40 a 20 g otras 5 h, etc. Cada mitad ocurre en 5 horas. B confunde la duración de la tabla con la vida media. C usa el tiempo de 2 vidas medias (cuando queda 1/4), no de una. D mezcla una masa (40 g) con un tiempo: no es una vida media.
5.1

Ventajas y desventajas de la energía nuclear

Desde cero

Como toda fuente de energía, la nuclear tiene un balance de pros y contras. La prueba pide reconocerlos sin caer en eslóganes:

  • Ventaja — mucha energía: una pequeña masa de combustible nuclear genera enormes cantidades de energía, mucho más que la misma masa de carbón o petróleo.
  • Ventaja — sin CO2: la generación no emite dióxido de carbono ni otros gases de efecto invernadero durante su funcionamiento, a diferencia de los combustibles fósiles.
  • Desventaja — residuos radioactivos: genera desechos de larga vida que siguen siendo peligrosos durante miles de años y exigen almacenamiento seguro.
  • Desventaja — riesgo de accidentes: un fallo grave (como Chernóbil o Fukushima) puede liberar radiación con consecuencias serias para personas y ambiente.
En la ECEP

Las preguntas piden distinguir una ventaja de una desventaja, o detectar afirmaciones falsas (por ejemplo, "la energía nuclear emite mucho CO2", que es incorrecta). Estrategia: ordena mentalmente las dos ventajas (mucha energía, sin CO2) y las dos desventajas (residuos de larga vida, riesgo de accidente) y descarta lo que mezcle ambas categorías o invente un dato.

Pregunta tipo ECEP
¿Cuál de las siguientes es una ventaja de la energía nuclear frente a las centrales que queman combustibles fósiles?
  1. A) Que no genera residuos de ningún tipo tras producir la energía.
  2. B) Que no emite dióxido de carbono (CO2) durante la generación de electricidad.
  3. C) Que no existe ningún riesgo de accidente en las centrales nucleares.
  4. D) Que su combustible es ilimitado y nunca se agota.
Correcta: B. Una ventaja real es que la generación no emite CO2, a diferencia de los fósiles. A es falso: justamente produce residuos radioactivos de larga vida. C es falso: sí existe riesgo de accidente (es una de sus desventajas). D es incorrecto: el uranio es un recurso limitado, no inagotable.
Pregunta tipo ECEP
Un estudiante afirma: "La principal desventaja de la energía nuclear es que produce grandes cantidades de gases de efecto invernadero". ¿Cómo se debe corregir esta afirmación?
  1. A) Es correcta tal como está; el reactor emite mucho CO2 al funcionar.
  2. B) Es incorrecta: la nuclear no emite CO2 al generar; sus verdaderas desventajas son los residuos radioactivos de larga vida y el riesgo de accidentes.
  3. C) Es incorrecta solo en parte: emite menos CO2 que los fósiles, pero igual es su principal desventaja.
  4. D) Es correcta, porque toda generación de energía libera gases de efecto invernadero por igual.
Correcta: B. La afirmación es falsa: una de las ventajas de la nuclear es que no emite CO2 al generar; sus desventajas reales son los residuos radioactivos y el riesgo de accidentes. A y D repiten el error de fondo (que emite mucho CO2). C reconoce que emite menos, pero sigue clasificando mal el CO2 como "su principal desventaja", cuando ni siquiera es una de ellas.