REACCIÓN QUÍMICA
Concepto:
Una reacción química, también llamada cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes o reactivos), se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos.1 Los reactantes pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.A la representación simbólica de cada una de las reacciones se le denomina ecuación química.2
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
Fenómeno químico:
Se llama fenómeno químico a los sucesos observables y posibles de ser medidos en los cuales las sustancias intervinientes cambian su composición química al combinarse entre sí.3 Las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los electrones de valencia de las sustancias intervinientes. Dicha interacción es el enlace químico.
En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se transforma su estructura química, manifiesta energía, no se observa a simple vista y son irreversibles,4 en su mayoría.
La sustancia sufre modificaciones irreversibles. Por ejemplo, al quemarse, un papel no puede volver a su estado original. Las cenizas resultantes formaron parte del papel original, y sufrieron una alteración química.
Factores que afectan la velocidad de reacción
Naturaleza de la reacción: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción. Por ejemplo, la reacción de los metales alcalinos con sustancias como el oxígeno o el agua es inmediata al ser los primeros mencionados bastante reactivos.
Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes, la frecuencia de colisión también se incrementa.
Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y solo se hace importante cuando la presión es muy alta.
Orden: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidad de reacción.
Temperatura: Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones. Sin embargo, la principal razón porque un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. Como una regla de cajón, las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 °C en la temperatura,8 aunque el efecto de la temperatura puede ser mucho mayor o mucho menor que esto. Por ejemplo, el carbón arde en un lugar en presencia de oxígeno, pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente. La reacción es espontánea a temperaturas altas y bajas, pero a temperatura ambiente la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. El aumento de temperatura, que puede ser creado por una cerilla, permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma, debido a que es exotérmica. Esto es válido para muchos otros combustibles, como el metano, butano, hidrógeno, etc.
La velocidad de reacción puede ser independiente de la temperatura (no Arrhenius) o disminuir con el aumento de la temperatura (anti Arrhenius). Las reacciones sin una barrera de activación (por ejemplo, algunas reacciones de radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipo anti Arrhenius: la constante de velocidad disminuye al aumentar la temperatura.
Solvente: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene efecto en la velocidad de reacción.
Radiación electromagnética e intensidad de luz: La radiación electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o vibracionales, etc), creando especies intermediarias que reaccionan fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.
Catalizador: La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo, el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura ambiente. La catálisis es homogénea si el catalizador está en una fase similar a los reactivos y heterogénea si está en una fase diferente.
Isótopos: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de reacción diferente para la misma molécula si tiene isótopos diferentes, generalmente isótopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el hidrógeno y el deuterio, ya que átomo más pesado conlleva generalmente a menor frecuencia vibracional de estos, por lo que es requerida mayor cantidad de energía para hacer frente a la mayor energía de activación para romper el enlace.
Superficie de contacto: En las reacciones en superficies, que se dan por ejemplo durante catálisis heterogénea, la velocidad de reacción aumenta cuando el área de la superficie de contacto aumenta. Esto es debido al hecho de que más partículas del sólido están expuestas y pueden ser alcanzadas por moléculas reactantes.
Mezclado: El mezclado puede tener un efecto fuerte en la velocidad de reacción para las reacciones en fase homogénea y heterogénea.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
| Nombre | Descripción | Representación | Ejemplo | |
|---|---|---|---|---|
| De síntesis o de combinación | Donde los reactivos se combinan entre sí para originar un producto diferente6 | 2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s) | ||
| De descomposición6 | Descomposición simple | Una sustancia compuesta se desdobla en sus componentes |
CO2 (g) → CO2 (g) C(s) + O2 (g)
| |
| Mediante un reactivo | Una sustancia requiere un reactivo, para su descomposición. | 2 ZnS (S) + 3 O2 (g) → 2 ZnO (S) + 2 SO2(g) | ||
| De sustitución o desplazamiento6 | Una sustancia sustituye el lugar de alguno de los componentes de los reactivos, de tal manera que el componente sustituido queda libre. | Pb (NO3)2 (ac) + 2 KI (ac) → Pbl2 (s) + 2 KNO3 (ac) | ||
| De doble sustitución (o de doble desplazamiento) | Se presenta un intercambio entre los elementos químicos o grupos de elementos químicos de las sustancias que intervienen en la reacción química. | Pb (NO3)2 (ac) + 2 KI (ac) → Pbl2 (s) + 2 KNO3 (ac) | ||
| Criterio | Descripción | Ejemplo | |
|---|---|---|---|
| Intercambio en forma de calor7 | Reacciones exotérmicas | que desprenden calor del sistema de reacción | Combustión |
| Reacciones endotérmicas | reacciones en las que se absorbe o se requiere calor para llevarse a cabo. | Calcinación | |
| Intercambio en forma de luz7 | Reacciones endoluminosas | que requieren el aporte de energía luminosa o luz al sistema para llevarse a cabo. | Fotosíntesis |
| Reacciones exoluminosas | reacciones que al llevarse a cabo manifiestan una emisión luminosa | Combustión del magnesio:
2Mg+O2 + ΔH → 2MgO + Luz
| |
| Intercambio en forma de energía eléctrica7 | Reacciones endoeléctricas | que requieren el aporte de energía eléctrica para que puedan tener lugar. | Electrólisis del agua |
| Reacciones exoeléctricas | aquellas reacciones químicas en las que el sistema transfiere al exterior energía eléctrica. | Celda galvánica (pila o batería eléctrica) | |
| Nombre | Descripción | Ejemplo |
|---|---|---|
| Reacciones ácido-base | Aquellas reacciones donde se transfieren protones | HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) |
| Reacciones de oxidación-reducción | Son las reacciones donde hay una transferencia de electrones entre las especies químicas | Mn2(aq) + BiO3- (s) → Bi3(aq) + MnO4-(aq) |
Reacciones de la química orgánica
Respecto a las reacciones de la química orgánica, nos referimos a ellas teniendo como base a diferentes tipos de compuestos como alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, cetonas, entre otras; que encuentran su clasificación, reactividad y/o propiedades químicas en el grupo funcional que contienen y este último será el responsable de los cambios en la estructura y composición de la materia. Entre los grupos funcionales más importantes tenemos a los dobles y triples enlaces y a los grupos hidroxilo, carbonilo y nitro.
Ejemplos:
Reacciones de combinación
Son reacciones en las que dos o más sustancias reaccionan para formar un único compuesto. Por ejemplo el hidrógeno y el oxígeno reaccionan para dar agua.
2 H2(g) + O2 (g) -> 2 H2O (l)
Reacciones de descomposición
Son reacciones en las que una sustancia se transforma en dos o más sustancias sencillas, para que esto sucede debemos suministrar energía. Si al carbonato de calcio le comunicamos calor, este se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono.
CaCO3 -> CaO + CO2
Otro ejemplo de reacción de descomposición es la electrólisis, donde por acción de la energía eléctrica el agua se descompone en hidrógeno y oxígeno.
Reacciones de sustitución
También se llaman de desplazamiento, son reacciones en las que un elemento de un compuesto es desplazado por otro elemento de otro reactivo. Un ejemplo de este tipo de reacciones es la sustitución del hidrógeno de un ácido por un metal:
Ni (s) + 2 HCl (aq) -> NiCl2 (aq) + H2 (g)
En otras ocasiones se produce un intercambio de elementos entre los reactivos que reaccionan:
3 HCl (aq) + Al(OH)3 (s) -> AlCl3 (aq) + 3 H2 O (l)
Reacciones de oxidación y reducción
Una reacción de oxidación es aquella en la que un elemento o compuesto gana oxígeno:
2 Fe (s) + O2 (g) -> 2 FeO (s)
Sin embargo, una reacción de reducción es aquella en la que un compuesto pierde oxígeno. Las dos reacciones se producen al mismo tiempo. En metalurgia son muy importante estas reacciones ya que nos permiten obtener los metales libres que normalmente nos los encontramos en la naturaleza formando óxidos.
FeO (s) + C (s) -> Fe (s) + CO (g)
Las combustiones son un grupo importante de reacciones de oxidación, son reacciones exotérmicas en las que el combustible (gas, madera, gasolina,...) reaccionan con el oxígeno obteniéndose dióxido de carbono y vapor de agua:
CH4 (g) 2 O2 -> CO2 + 2 H2O
|
Una combustión muy importante es la que se produce en nuestro organismo cuando sustancias como la glucosa reaccionan con el oxígeno presente en las células, obteniéndose energía y desprendiéndose dióxido de carbono y agua, es lo que conocemos como respiración celular.
En ocasiones debemos impedir que la reacciones de oxidación se produzcan, sobre todo en algunos productos alimenticios como las grasas o aceites, ya que esta oxidación produce un enranciamiento. Para ello se utilizan los antioxidantes que evitan que se produzcan las reacciones de oxidación no deseadas, por lo mismo utilizamos productos anticorrosión en metales como el hierro.
Reacciones ácido-base
Lo primero que debemos saber es distinguir un ácido de una base
| ÁCIDOS | BASES |
| Presentan un sabor agrio, vinagre | Presentan un sabor amargo, jabón |
| Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno. | Favorecen la disolución de las grasas, por eso se utilizan como detergentes. |
| Reaccionan con carbonatos, como el mármol, desprendiendo dióxido de carbono | Dañan la capa grasa de la piel, de aquí que tengamos que utilizar productos los menos básicos posibles para nuestro aseo |
| Sus propiedades desaparecen cuando reaccionan con una base. | Sus propiedades desaparecen cuando reaccionan con un ácido. |
El grado de acidez o basicidad de una sustancia nos lo da su pH. Es una escala que va desde el 1 al 14, de manera que cuanto menor sea el número más ácida es la sustancia y cuanto mayor sea es más básica. Las sustancias que no son ni ácidas ni básicas tienen un pH = 7 son sustancias neutras, el agua pura. Para medir el pH se utiliza el papel indicador universal que una vez impregnado en la sustancia nos informa del pH a partir del color que este adquiere.
ESCALA DE PH DE LOS COMPUESTOS
| |||||||||||||
ÁCIDOS
<- aumenta la acidez |
NEUTRA
|
BÁSICOS
aumenta la basicidad -> | |||||||||||
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
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8
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9
|
10
|
11
|
12
|
13
|
14
|
jugos gástricos
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zumo de limón
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zumo de naranja
|
zumo de tomate
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lluvia ácida
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café, saliva
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agua pura
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agua de mar
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jabón de manos
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jabón en polvo
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disolución NaOH
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amoniaco
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disolución concentrada de NaOH
| |
Cuando un ácido reacciona con una base se produce una reacción de neutralización, dando lugar a una sal más agua y desprendiendo energía, son por general reacciones exotérmicas. Por ejemplo, si hacemos reaccionar el ácido clorhídrico con una base como el hidróxido sódico obtenemos cloruro sódico (sal común) más agua.
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
ECUACIÓN QUÍMICA
Concepto:
zar los reactivos que son los que tendrán una reacción química y los productos, que son las sustancias que se obtienen de este proceso. Además se pueden ubicar los símbolos químicos de cada uno de los elementos o compuestos que estén dentro de la ecuación y poder balancearlos con mayor facilidad.
Pasos para escribir una ecuación
Una ecuación química usa los símbolos y fórmulas de los reactivos y productos, y otros términos simbólicos para representar una reacción química. Las ecuaciones se escriben siguiendo los siguientes pasos:
- Los reactivos se separan de los productos con una flecha que indica el sentido de la reacción. Una flecha doble indica que la reacción se efectúa en ambas direcciones y establece un equilibrio entre los reactivos y los productos.
- Los reactivos se colocan a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha. Un signo (+) se coloca entre cada reactivo y entre cada producto, cuando es necesario.
- Las condiciones necesarias para efectuar la reacción pueden, si se desea, colocarse arriba o abajo de la flecha o signo de igualdad. Por ejemplo, una letra delta mayúscula , colocada sobre la flecha e indica que se suministra calor a la reacción.
- Se colocan coeficientes (números enteros) frente a los símbolos de las sustancias (por ejemplo, 2 H2O) para equilibrar o balancear la ecuación e indicar el número de unidades fórmula (átomos, moléculas, moles, iones) de cada sustancia que reacciona o que se produce. Cuando no se indica número alguno, se sobrentiende que se trata de una unidad fórmula.
- El estado físico de la sustancias se indica mediante los siguientes símbolos: (s) para el estado sólido; (l) para el estado líquido; (g) para el estado gaseoso; y (ac) para las sustancias en solución acuosa.
- Empiece con las partes más complejas, es decir con los compuestos que tienen varios elementos. En algunos casos, simplemente consiste en ajustar primero los átomos diferentes al hidrógeno y al oxígeno.
- Ajuste el hidrógeno y el oxígeno agregando agua si es necesario, después de que todos los otros elementos estén balanceados.
- Deje los elementos en estado libre hasta el último momento, ya que cambiando los coeficientes de estos sólo cambian esta clase de átomos. Por ejemplo, cuando se escribe un 2 delante del H2O, se duplica el número de átomos de hidrógeno y oxígeno, pero cuando se escribe un 2 delante del Al sólo cambia el número de átomos de Al.
- Para reacciones con iones poliatómicos, ajuste el ion como grupo. Por ejemplo, el SO4-2 se ajusta como ion sulfato y no como átomos de S y átomos de O.
- Generalmente, si aparecen fracciones en la ecuación, se multiplica todo por el número más pequeño que elimine esta fracción. No es esencial hacer desaparecer las fracciones, sin embargo, es más simple en la mayoría de los casos. Además asegúrese al final, que todos los coeficientes estén en relación o proporción más baja posible; si no es el caso, simplifique.
