5. Reacciones Químicas

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REACCIONES QUÍMICAS

Piensa en una reacción química. Seguramente pensaste en la combustión, es normal, es una de las reacciones que más nos marcaron como especie desde siempre. 

Pero ¿qué ocurre en una combustión? Un combustible, sea madera, alcohol, gasolina, o papel se transforma en otras sustancias como cenizas y humo y se desprende gran cantidad de calor en forma de llama.

Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias, que llamamos reactivos, se transforman en otras, que llamamos productos.

¿Pero qué ocurre realmente durante una reacción química? Al observar una reacción química, por ejemplo una combustión, una fermentación o una oxidación, podemos pensar que se crean unas sustancias y desaparecen otras, como si fuera magia. ¿Es esto lo que sucede? ¿Es magia? Pues resulta que no, aunque a veces lo parezca.

Cuando realizamos una reacción en un recipiente cerrado comprobamos que la masa no varía. Por lo tanto la materia que tenemos al principio es la misma que tenemos al final. La materia está hecha de átomos, como ya vimos. Entonces lo que se conserva en una reacción química son los átomos. 

Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. ¿Por cierto, donde se formaron los átomos entonces? Observa este vídeo:

Por algo decía Carl Sagan que somos polvo de estrellas. Así que ya sabes, no defraudes a la estrella que llevas dentro.

Cuando tiene lugar una reacción química las moléculas de los reactivos chocan hasta conseguir romper los enlaces entre los átomos. Esos átomos se pueden ahora unir de otra forma dando lugar a los productos. Es decir, en una reacción química se rompen enlaces en los reactivos y se forman los enlaces que dan lugar a los productos. Para que esto ocurra los choques que se producen entre las moléculas de los reactivos deben tener cierta energía y cierta orientación para que sean eficaces, para que puedan dar lugar a los productos.

Por ejemplo para esta reacción:

Se pueden producir dos tipos de choques: eficaces que den lugar a productos, o ineficaces que no dan lugar a productos.

Podemos representar en un diagrama las energías de los reactivos y productos de una reacción.

Hay procesos donde se desprende energía, por ejemplo las reacciones de combustión, en ellas los productos tienen menos energía que los reactivos, durante la reacción esta diferencia de energía se libera, decimos que la reacción es exotérmica y que la ΔE<0.

Hay otros procesos donde se absorbe energía, por ejemplo la disolución de algunas sales, en ellas los productos tienen más energía que los reactivos, durante la reacción esta diferencia de energía se absorbe, decimos que la reacción es endotérmica y que ΔE>0.

Pero el paso de reactivos a productos no es directo como aparece en este esquema.

En 1888 el químico sueco Svante Arrhenius propone que las moléculas deben tener un mínimo de energía para poder reaccionar. Cuando dos moléculas chocan su energía cinética debe tener un valor mínimo para que se rompan y formen los productos. Esta energía mínima que necesitan las moléculas para reaccionar se llama energía de activación, Ea, y tiene un valor diferente para cada reacción. Una energía de activación más alta implica mayor dificultad para que las moléculas de los reactivos pasen a productos, lo que disminuye la velocidad de reacción. La temperatura también juega un papel importante, a mayor temperatura de los reactivos mayor número de moléculas pueden alcanzar la energía de activación que les permite pasar a productos.

Svante Arrhenius (1859-1927)

Cuando los reactivos chocan para dar los productos lo hacen a través de estados intermedios con más energía que los reactivos. En este estado intermedio o complejo activado se están rompiendo unos enlaces y formando otros nuevos. La energía que separa los reactivos de ese estado intermedio, o complejo activado, se llama energía de activación.

Cuanto más alta sea la energía de activación menos moléculas tendrán energía para pasar a productos y la velocidad de reacción será más lenta. 

Por velocidad de reacción entendemos la cantidad de reactivos que se consumen por unidad de tiempo, o la cantidad de productos que se forman por unidad de tiempo.

¿Por qué cuando iniciamos las reacciones de combustión necesitamos acercar al combustible una llama o una chispa? pues para poder superar esta energía de activación en el instante inicial, cuando la reacción se inicia la energía que se libera ya es suficiente para mantener la energía de activación que las moléculas precisan para poder reaccionar.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

FACTORES QUE INFLUYEN SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Hay una serie de factores que afectan a las reacciones químicas. Su conocimiento nos puede ayudar a entender y modificar la velocidad de una reacción.

1. Concentración de los reactivos.

   Al aumentar las concentraciones de los reactivos aumenta la velocidad de la reacción. 

   Lo podemos justificar a partir de la teoría de colisiones. Al aumentar la concentración de un gas se hacen más frecuentes los choques, y por tanto el número de choques eficaces, lo que dará lugar a un aumento de la velocidad.

2. Naturaleza química, estado físico y grado de división de los reactivos.

   Es fácil entender que diferentes reactivos den velocidades de reacción diferentes. La naturaleza de los diferentes enlaces que se tienen que romper y formar condiciona la velocidad de la reacción. 

   Las reacciones en fase gas o en disolución también suelen ser más rápidas que con reactivos sólidos, o con reactivos en fases diferentes (reacciones heterogéneas). En fase gas y en disolución son más fáciles los choques entre moléculas lo que favorece la velocidad, esta es la razón que en la industria y en el laboratorio se trabaje preferentemente en fase gas o en disolución.

   El mayor grado de división de las partículas que reaccionan también favorecen un aumento de velocidad de reacción, se aumenta la superficie de contacto entre reactivos y esto favorece un aumento de velocidad. 

3. Aumento de la temperatura.

   El aumento de la temperatura con muy pocas excepciones produce un aumento de la velocidad de reacción. Al aumentar la temperatura aumenta la agitación térmica de las moléculas, aumenta su velocidad, y por tanto su energía cinética, habrá más moléculas que alcancen la energía de activación lo que produce un aumento de la velocidad.

   Esta es la razón de que todos tengamos frigoríficos en nuestras casas. A bajas temperaturas los procesos de descomposición de los alimentos y el metabolismo de las bacterias se ralentizan, haciendo que los alimentos se conserven durante más tiempo con plenas garantías sanitarias.

4. Presencia de catalizadores.

   Los catalizadores son sustancias químicas. Sus características son:

  • En pequeñas cantidades aumentan notablemente la velocidad de reacción, o en el caso de los inhibidores la ralentizan.
  • No participan en la reacción química, por tanto no se consumen durante la misma, recuperándose al final de esta.

   El papel de los catalizadores es favorecer el contacto entre los reactivos, haciendo que disminuya la energía de activación, consiguiendo así que la reacción sea más rápida. Prácticamente no hay procesos industriales en donde no participen los catalizadores. La industria no sólo necesita obtener productos, necesita obtenerlos con rapidez y a bajo coste, para lo cual es fundamental la utilización de catalizadores. Los inhibidores también tienen un papel fundamental en la industria alimentaria en la que ralentizan las reacciones que deterioran los alimentos.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ECUACIONES QUÍMICAS

Tenemos que distinguir bien dos cosas. Por un lado lo que es la reacción química, que es algo físico que ocurre, y por otro la ecuación química, que es la representación con fórmulas de la reacción química.

Por ejemplo, encendemos la cocina de butano, ¿qué reacción tiene lugar? Pues la combustión del butano que proporciona calor para cocinar y unos gases que no vemos pero que también se desprenden, de la misma forma que se consume también otro gas que es el oxígeno. 

Para representar mejor esta reacción usaremos una ecuación química:

En la ecuación química representamos la reacción química colocando a la izquierda de la flecha los reactivos, las sustancias que hacemos reaccionar, y a la derecha de la flecha los productos, las sustancias que se obtienen de la reacción.

AJUSTE DE ECUACIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son las representaciones de las reacciones químicas o transformaciones químicas, y constan de dos miembros; en el primero se indican las fórmulas de las sustancias iniciales, que se denominan reactivos, y en el segundo las de las sustancias que se obtienen, y se denominan productos. Los miembros se separan por una flecha (-->) para señalar el sentido de una reacción o dos flechas con los sentidos contrarios (<-->) para indicar que la reacción está en equilibrio, es decir, que coexisten sustancias reaccionantes y productos. 

Como por ejemplo, en la combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua. La ecuación que representa esta reacción es: 

CH4 + O2 → CO2 + H2O

Para que la ecuación cumpla con la ley de conservación de la masa es imprescindible que esté ajustada o igualada, es decir, que haya el mismo número de átomos en cada miembro de la ecuación. Se utilizan entonces unos números, los coeficientes estequiométricos, que se colocan delante de las fórmulas e indican el número relativo de moléculas.

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2

En determinados casos hace falta especificar el estado físico: sólido (s), líquido (l), gas (g), o disolución acuosa (aq), en que se encuentran las sustancias en las condiciones de la reacción. 

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) 

En las ecuaciones ajustadas podemos hacer dos lecturas: una microscópica, por ejemplo, una molécula de metano con dos moléculas de oxígeno produce una molécula de dióxido de carbono y dos de agua, esto es poco práctico aunque didáctico porque nunca vamos a trabajar con tan poca materia, más interesante es la lectura macroscópica, por ejemplo, un mol de metano con dos moles de oxígeno produce un mol de dióxido de carbono y dos moles de agua. Esto será particularmente útil cuando realicemos cálculos estequiométricos.

Si en la reacción intervienen ións, hay que igualar, además, eléctricamente, para que cumpla la ley de conservación de la carga. Como por ejemplo: 

Zn + Ag+ → Zn2+ + Ag 

Zn(s) + 2 Ag+(aq) → Zn2+(aq) + 2 Ag(s) 

Método para ajustar ecuaciones químicas: el método más sencillo es el de tanteo, se contarán los átomos de cada elemento en reactivos y productos y se colocarán los coeficientes delante de las fórmulas para que los elementos queden igualados, debes dejar para ajustar al final los elementos que aparezcan en varias fórmulas en reactivos o productos. Ten en cuenta que al ajustar un elemento puedes desajustar otro, por tanto repasa todo al final. 

Un ejemplo: Combustión del propano

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

El oxígeno participa en más de un compuesto en productos, lo dejaremos para el final. Empezamos por el C, 3 carbonos en reactivos y 1 carbono en productos, necesitamos 3 moléculas de CO2 para ajustarlo.

C3H8 + O23 CO2 + H2O

Seguimos con el H, 8 hidrógenos en reactivos y 2 hidrógenos en productos, necesitamos 4 moléculas de H2O para ajustarlo.

C3H8 + O23 CO2 + 4 H2O

Sólo nos faltan los O, 2 oxígenos en reactivos y 3·2+4·1=10 en productos, necesitamos 5 moléculas de O2 en reactivos para ajustarlo.

C3H8 + 5 O23 CO2 + 4 H2O

Ya está la ecuación ajustada, el coeficiente del propano es 1 aunque no se escriba. Recuerda que lo que no puedes modificar son los coeficientes de cada elemento dentro de las moléculas, ya que cambiarías las sustancias, sólo podemos modificar el número de moléculas.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR


TIPOS DE REACCIONES

   Podemos clasificar las reacciones químicas en seis grandes grupos:

1.- Reacciones de síntesis:

2 H2 (g) + O2 (g) →  2 H2O (l)

   A partir de los elementos obtenemos un compuesto.

2.- Reacciones de descomposición:

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

   Una única sustancia se descompone en varias.

3.- Reacciones de desplazamiento:

Cu (s) + 2 AgNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + 2 Ag (s)

   Un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto.

4.- Reacciones de doble desplazamiento:

Na2CO3 (aq) + CaCl2 (aq) → CaCO3 (s) + 2 NaCl (aq)

   Se produce un intercambio entre dos compuestos, en el ejemplo se ve favorecido por la precipitación de carbonato de calcio.

5.- Reacciones de neutralización, o ácido-base:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

   Según el modelo de Brönsted-Lowry se denominan también reacciones e transferencia protónica.

6.- Reacciones Redox: 

Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)

    También denominadas reacciones de transferencia de electrones.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Las ecuaciones químicas ajustadas nos van a permitir realizar cálculos cuantitativos en las reacciones químicas. Si conocemos la cantidad de reactivo de que disponemos podemos calcular la cantidad de producto teórica que podemos obtener. Debido a que podemos hacer una interpretación macroscópica de las ecuaciones químicas podemos conocer las proporciones en moles que se establecen entre los reactivos y productos. Conociendo los moles, no sólo conocemos el número de partículas, también las masa y en el caso de gases los volúmenes que reaccionan.

No viene mal recordar lo que aprendimos el curso pasado de: MOL, MASA MOLAR, VOLUMEN MOLAR.

Para la reacción anterior, la combustión del propano, podemos encontrar unas posibles masa que pueden reaccionar y obtenerse, transformando los moles en masa:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

1 mol + 5 mol  → 3 mol + 4 mol

44g + 5·32g  → 3·44g + 4·18g

La ecuación ajustada nos proporciona la siguiente información: 1 mol de C3H8 con 5 moles de O2 nos permiten obtener 3 moles de CO2 y 4 moles de H2O.

Si calculamos las masas molares podemos decir: 44g de C3H8 con 5·32g de O2 nos permiten obtener 3·44g de CO2 y 4·18g de H2O.

Estas relaciones en masa nos permiten hacer cálculos químicos, que llamaremos cálculos estequiométricos.

Ejemplo: La descomposición térmica del carbonato de calcio produce óxido de calcio, o cal viva, y dióxido de carbono. Calcula la masa de cal que podemos obtener a partir de 500g de carbonato de calcio.

Práctica: Determinación del agua de cristalización de una sal hidratada, como el CuSO4·nH2O

1.- Cálculos con masas.

Son los más sencillos, primero ajustamos la ecuación química, hacemos una lectura en moles, debajo de los moles ponemos la incógnita y el dato que nos dan, y por último planteamos una proporción. No olvides poner las unidades a la respuesta.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

2.- Cálculos con gases en condiciones normales.

Hacemos lo mismo que en el caso anterior, pero los moles de las sustancias que sean gases, y estén en condiciones normales, los ponemos en litros, sabiendo que un mol de cualquier gas ocupa 22,4L en C.N.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

3.- Cálculos con reactivos en disolución.

Cuando algún dato es un volumen de una disolución de determinada concentración, debemos calcular los moles de soluto puro o la masa de soluto puro para realizar los cálculos.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

4.- Cálculo del reactivo limitante.

Cuando se realiza una reacción se suele utilizar uno de los reactivos en exceso para garantizar dos cosas, que el reactivo que está en menor proporción reacciona completamente y que la reacción transcurra a más velocidad.

Si en un problema nos dan sólo la cantidad de un reactivo debemos suponer que los demás están en exceso, aunque no lo digan. Pero a veces nos dan datos de dos reactivos. En este caso debemos calcular el reactivo limitante que será el que esté en menor proporción y será el que nos condicione la cantidad máxima de productos que podemos obtener. Si los coeficientes estequiométricos fueran todos 1, bastaría comparar los moles de cada reactivos para saber el que está en menor proporción, pero si los coeficientes son distintos debemos calcular para cada reactivos el cociente entre el número de moles y el coeficiente que tiene en la ecuación, el reactivo con este cociente menor será el reactivo limitante y será el único que usaremos para los cálculos.

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