Reacciones Químicas

Definición

Una reacción química (RQ) es un proceso que implica la redistribución de los átomos que forman las sustancias reaccionantes, llamadas reactivos, para obtener una o más sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.

Manifestaciones de una Reacción Química

Aspectos no energéticos:

  • Cambio de color.
  • Desprendimiento de un gas.
  • Aparición de un precipitado.

Aspectos energéticos:

  • Desprendimiento o absorción de energía.
  • Emisión de luz.
  • Producción de corriente eléctrica.

Teoría Cinética de las Reacciones Químicas

Teoría de las colisiones:

  • Las reacciones químicas ocurren por choques entre las moléculas de los reactivos.
  • No todos los choques son efectivos. Para que una colisión dé lugar a una reacción, las moléculas deben tener:
    • Energía suficiente (mayor que la energía de activación).
    • Orientación adecuada.

Ejemplo: Cl2 + H2 –> 2HCl

Tipos de Reacciones Químicas

Síntesis:

Estas reacciones suelen producirse cuando se combinan dos o más compuestos o elementos para dar uno nuevo.

Compuesto A + B = C

Ejemplo: S + O2 –> SO2

Descomposición:

En estas reacciones, se rompe una sustancia en sus componentes, separando sus enlaces y formando otros compuestos.

A –> B + C

Ejemplo: CaCO3 –> CaO + CO2; Ca(OH)2 –> CaO + H2O

Desplazamiento:

Estas reacciones tienen lugar cuando un elemento de un reactivo deja su lugar a otro elemento para dar un compuesto diferente.

AB + C –> AC + B

Ejemplo: Zn + 2HCl –> ZnCl2 + H2

Doble desplazamiento:

En estas reacciones, dos compuestos intercambian sus componentes.

AB + CD –> AC + BD

Ejemplo: HNO3 + KOH –> KNO3 + H2O

Estequiometría de las Reacciones Químicas

La estequiometría estudia la relación entre las cantidades de las distintas sustancias que intervienen en una reacción química. La clave está en las cantidades.

Ley de conservación de la masa (Lavoisier):

En toda reacción química, la masa se conserva.

Ley de las proporciones definidas (Proust):

Cuando dos elementos intervienen en un proceso químico, siempre lo hacen en la misma proporción de masas.

Calor de Reacción

El calor de reacción es la cantidad de calor que se desprende o se absorbe en un proceso químico. Se mide en kJ/mol.

Diagramas energéticos:

  • Reacción endotérmica: Es aquella en la que los productos tienen más energía que los reactivos (los enlaces son más inestables y débiles). El calor de reacción es positivo, es decir, el sistema absorbe calor del medio ambiente durante el proceso.
  • Reacción exotérmica: Es aquella en la que los productos tienen menos energía que los reactivos (los enlaces son más fuertes y estables). El calor de reacción es negativo, es decir, el sistema libera calor al ambiente durante el proceso.

Velocidad de Reacción

La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia transformada en la unidad de tiempo (mol/s).

Ejemplo: Aire (N2, O2) + Agua (H2O) –> NH3

Factores que influyen en la velocidad de reacción:

  • Naturaleza de los reactivos (iónicos, covalentes).
  • Estado físico de los reactivos (gases y sustancias en disolución).
  • Superficie de contacto entre los reactivos (grado de división de los sólidos).
  • Concentración de los reactivos.
  • Temperatura (cada 10 °C se duplica su velocidad).
  • Catalizadores: pueden ser positivos (aceleran la velocidad de reacción) o negativos, llamados también inhibidores (retardan la reacción).

Reacciones Químicas de Interés

Reacciones Ácido-Base

Ejemplos: H2SO4, HNO3, NH3, NaOH (industria)

Propiedades:

Ácidos:
  • Tienen sabor ácido o agrio (vinagre).
  • Reaccionan con algunos metales como el zinc.
  • Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
  • Enrojecen la tintura azul de tornasol.
  • Reaccionan con las bases (neutralización).
  • La mayoría son corrosivos para la piel.
  • Con el mármol producen efervescencia.
  • Disuelven muchas sustancias.
Bases:
  • Tienen sabor amargo o cáustico (a lejía).
  • No reaccionan con los metales.
  • Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
  • Azulean el papel de tornasol.
  • Reaccionan con los ácidos (neutralización).
  • La mayoría son corrosivos para la piel.
  • Reaccionan con las grasas dando jabones.
  • Precipitan muchas sustancias que son solubles en los ácidos.
  • Tienen consistencia jabonosa o resbaladiza al tacto.

Teoría de Arrhenius (ácidos y bases):

  • Se basa en la teoría de ionización de los electrolitos.
  • Los electrolitos son sustancias que en disolución acuosa se disocian en iones.
  • La disolución es neutra y puede ser:
    • Iónica (conductora).
    • De equilibrio (moléculas o iones).
  • Ejemplo: HCl –> Cl– + H+
  • Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa produce iones hidrógeno (protones). Ejemplo: HNO3 –> NO3– + H+ y HCN <–> CN– + H+
  • Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia dando iones hidroxilo (OH–).

Fuerza de ácidos y bases:

  • Ácidos y bases fuertes: Son aquellos que están completamente disociados en disoluciones diluidas.
  • Ácidos y bases débiles: Son aquellos que están parcialmente disociados. Tienen numerosas moléculas sin disociar.

pH:

  • Está relacionado con la concentración de los iones de hidrógeno.
  • Puede variar entre 0 y 14.
  • Se mide con un pHmetro o con indicadores (sustancias que cambian de color respecto a la forma molecular).

Reacciones de neutralización:

Ácido + Base –> Sal + Agua

Ejemplo: 2HNO3 + Ca(OH)2 –> Ca(NO3)2 + 2H2O

Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)

Ejemplos: Fe2O3 –> Fe; CuO o CuCO3 –> CuSO4 –> Cu

Criterio tradicional:

  • Oxidación: Ganancia de oxígeno. Ejemplo: 2Fe + 3/2O2 –> Fe2O3
  • Reducción: Pérdida de oxígeno. Ejemplo: CuO + H2 –> Cu + H2O

Criterio electrónico:

  • La oxidación (pérdida de electrones) y reducción (ganancia de electrones) son procesos simultáneos.
  • Ejemplo: Cd + Cl2 –> CdCl2 ; Cd –> Cd+2 + 2e– ; Cl2 + 2e– –> 2Cl–

Aplicaciones de las reacciones de oxidación-reducción (redox):

  • Pilas eléctricas.
  • Electrolisis.
  • Corrosión de los metales.
  • Deterioro de los alimentos.

Reducción metalúrgica:

  • Metales nativos: Au, Cu, Ag, Pt
  • Minerales (menos metálicos): Se reducen los metales.
  • Tostación: Ejemplo: PbS + 3/2O2 –> PbO + SO2 y ZnCO3 –> ZnO + CO2
  • Reducción con carbón: Ejemplo: C + 1/2O2 –> CO y Fe2O3 + 3CO –> 2Fe + 3CO2
  • Reducción electrolítica: Electrolisis de sales fundidas y en disolución acuosa. Ejemplo: NaCl (l) –> Na (s) + Cl2 (g) y NaCl (ac) + H2O –> NaOH (s) + 1/2Cl2 (g) + 1/2H2 (g)

Reacciones de combustión:

  • Combustible o combustión industrial: Es una oxidación del combustible con una reacción rápida y su objetivo es obtener energía en forma de luz y calor. Ejemplo: C8H18 (l) + 25/2O2 (g) –> 8CO2 (g) + 9H2O (g)
  • Metabolismo celular