La Transformación Química

Los cambios que experimentan las sustancias son de dos clases: físicos y químicos. Un cambio físico modifica algunas propiedades de las sustancias sin que se forme otra distinta; sin embargo, un cambio químico supone una modificación profunda de todas las propiedades del cuerpo, lo que determina la aparición de otra distinta. Sin embargo, hay procesos que adquieren una significación intermedia:

• Los cambios químicos suponen modificaciones profundas, mientras que algunos cambios físicos dan lugar a alteraciones pequeñas, y a veces parciales de las propiedades de los cuerpos.
• Los cambios químicos tienen casi siempre carácter permanente, mientras que los físicos persisten únicamente mientras actúe la causa que los origina.
• Los cambios químicos van acompañados de variaciones importantes en la energía, mientras que los físicos van unidos a variaciones energéticas relativamente pequeñas, excluyendo los de tipo nuclear.

Reacción Química

Se entiende por reacción química el proceso mediante el cual una o varias sustancias con propiedades definidas –sustancias reaccionantes o reactivos–, originan o se transforman en otras sustancias distintas con propiedades también definidas –llamadas productos– durante la reacción. Durante una reacción química se produce siempre una absorción o un desprendimiento de energía. Existen diversos tipos de reacción química:

• Síntesis o combinación: unión de dos o más elementos o sustancias para originar otras más complejas.
• Descomposición: Formación de dos o más sustancias más sencillas, elementales o no, a partir de un compuesto determinado.
• Desplazamiento o Sustitución: unión de un elemento con un compuesto con liberación de uno de los elementos que formaban parte del mismo.
• Doble descomposición: Reacción entre dos compuestos con intercambio de elementos y formación de dos nuevos compuestos químicamente análogos a los reaccionantes. Equivale a una doble sustitución.

• Irreversible: aquellas en las que el proceso continúa hasta la total desaparición de, al menos, uno de los reactivos.
• Reversibles: aquellas en las que al haber afinidad química entre los productos de reacción se alcanza un equilibrio químico.

Leyes de la Combinación Química

• Ley de la conservación de la masa (Lavoisier): “La suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción”.
• Ley de las proporciones constantes (Proust): “Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en proporciones fijas y constantes”, o bien, “la composición de un determinado compuesto es constante, independientemente del método de preparación utilizado”.

• Ley de las proporciones múltiples (Dalton): “Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas del elemento que se combinan con una masa fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros sencilla”.

Propiedades Coligativas

Las propiedades de las disoluciones que dependen exclusivamente del número de partículas disueltas y no de la naturaleza de las mismas, reciben el nombre de propiedades coligativas. Estas son: presión de vapor, punto de congelación, punto de ebullición y presión osmótica.

Propiedades Coligativas

• Ley de Raoult: “La disminución de la presión de vapor del disolvente puro en una disolución es directamente proporcional a la fracción molar del soluto”. Así, el aumento de la presión de vapor que se observa en una disolución en relación al disolvente depende de la cantidad de soluto añadida. Del mismo modo, el descenso del punto de congelación de la disolución, en relación al presentado por el disolvente puro, dependerá de la cantidad de soluto añadida.
• Presión osmótica: Debido a que las partículas de soluto gozan de gran movilidad dentro del seno de una disolución, ejercen una presión similar a la que ejercerían en estado gaseoso, ocupando el volumen de la vasija en la que se encuentran y a la misma temperatura. Para disoluciones diluidas podemos escribir: pV =nRT, donde p es la presión osmótica.

Cinética y Equilibrio Químicos

La cinética química o cinetoquímica es la parte de la química que estudia cómo evoluciona un sistema (reacción) desde su estado inicial a su estado final, con qué rapidez evoluciona y, consecuentemente, de qué factores depende.

Ecuaciones Químicas

Una ecuación química es la representación cualitativa y cuantitativa de un proceso químico. Deberá indicarnos: – Sustancias que intervienen: reactivos (iniciales) y productos (finales) – Cantidades en las que aparece cada uno de ellos.

Factores que Afectan a la Velocidad de Reacción

De acuerdo a las observaciones experimentales, los factores que afectan a la velocidad de reacción son los siguientes:

• Naturaleza de los reactivos:
  • Las reacciones que tienen lugar con ruptura de enlaces covalentes transcurren por lo general a velocidades lentas, a temperatura ordinaria.
  • Las reacciones entre sustancias iónicas disueltas suceden a velocidades elevadas, a temperatura ordinaria.
• Superficie de contacto entre los reactivos: la mayor parte de las reacciones se llevan a cabo en estado gaseoso o de disolución. Cuando en un sistema reaccionante existe, al menos, una sustancia sólida, se comprueba que la reacción es tanto más rápida cuanto mayor es la superficie del sólido que puede contactar con el otro reactivo.
• Temperatura: por cada 10 ºC que aumenta la temperatura, la velocidad de reacción se duplica.

• Presión: en los procesos entre gases, al aumentar la presión parcial de los gases en el sistema, aumenta la velocidad de reacción.
• Concentración: la velocidad de reacción aumenta con la concentración, no con la cantidad.
• Luz: determinadas reacciones no suceden en ausencia de luz, aumentando la velocidad de reacción bajo la acción directa de la luz solar.
• Catalizadores: los catalizadores son sustancias que no intervienen en la estequiometria de la reacción, pero que su presencia en muy pequeñas cantidades hace que la velocidad de reacción se modifique.

Equilibrio Químico

Podemos decir que un sistema ha alcanzado el equilibrio cuando resulta imposible un cambio espontáneo de su estado, o bien, cuando las variables que definen el sistema permanecen constantes independientemente del tiempo.

En un sistema cerrado, en el que ocurre un proceso químico, tienen lugar una serie de cambios mientras transcurre la reacción. Llega un momento en el cual las variables del sistema (presión, temperatura, concentración…) dejan de variar y permanecen constantes. Se ha alcanzado el equilibrio. Al alcanzarse este equilibrio no se originan cambios macroscópicos, pero esto no implica que a nivel molecular haya cesado la reacción. Lo que sucede es que ocurren simultáneamente dos reacciones opuestas y con igual velocidad. Es decir, que se trata de un equilibrio dinámico.

No obstante, existen reacciones que se verifican en un único sentido: reacciones irreversibles. Aquellas que se verifican en los dos sentidos se denominan reacciones reversibles. Teóricamente, todas las reacciones son reversibles, considerándose en la práctica irreversible a aquella en la que la cantidad que queda sin reaccionar de alguno de los reactivos es despreciable. 

Factores que Influyen en el Equilibrio Químico. Principio de Le Chatelier

El principio de Le Chatelier nos indica que: si un sistema en equilibrio es sometido a un cambio de las condiciones en que se encuentra, mediante una acción externa, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar dicha acción.

• Influencia de la temperatura: En una reacción exotérmica, si administramos calor, el sistema responde contrarrestando dicho cambio para ello, debe absorber calor, lo que sucederá al desplazarse el equilibrio en el sentido de descomposición. Se alcanzará un nuevo equilibrio, y cambiará el valor de la constante.
• Influencia del cambio de concentración: para la reacción anterior si aumentamos la concentración, aumentará el denominador en la constante de equilibrio; para que ésta permanezca invariable, la reacción evolucionará de forma que aumente la concentración.

• Si aumentamos la concentración, aumentará el valor del numerador, por lo que para que Kc permanezca constante, el sistema evolucionará aumentando la concentración, aumentando para ello la descomposición. Si retiramos, la reacción evolucionará en el sentido de su reposición.

• Influencia del cambio de presión: si aumentamos la presión del sistema, éste evolucionará hacia donde haya menor número de moléculas.

Es importante recordar que la utilización de catalizadores no afecta al equilibrio.

Conceptos de Ácido y Base

Definición de Arrhenius

• Ácido: sustancia que al disociarse en agua produce iones hidrógeno HCl = H+ + Cl-
• Base: sustancia que al disociarse en agua produce iones hidroxilo, OH- . NaOH = Na+ + OH-

Al mezclar una disolución de ácido con otra de una base, se produce la reacción de neutralización desapareciendo las propiedades del ácido y de la base para aparecer una nueva sustancia que se denominó SAL.

Realmente el protón no se encuentra como tal en disolución, sino que realmente está hidratado. Cuando toma una única molécula de agua se denomina hidroxonio (H3O + ); si la hidratación es múltiple se llama hidronio (H(H2O)n) + .

Según esta definición, quedan excluidas todas aquellas sustancias que presenten carácter ácido o base y que no presenten iones H+ u OH- ; del mismo modo tampoco se consideran reacciones ácido-base que no tengan lugar en disolución acuosa.

Definición de Brönsted y Lowry

• Reacción ácido-base: es la que consiste en una transferencia de protones entre dos sustancias.
• Ácido: es la sustancia que, en dichas reacciones, cede protones. Base: es la sustancia que los acepta.

La cesión de un protón por parte del ácido y la simultánea aceptación del mismo por una base, supone la formación de una nueva base y un nuevo ácido conjugados de las especies iniciales:

Existen sustancias que pueden comportarse como ácidos o bases, en función de las sustancias con las que reacciones, se denominan anfóteras, anfolitos o, mejor, anfipróticas. Este es el caso del agua, que se comporta como base frente al ácido clorhídrico, pero es un ácido frente al amoniaco.

Definición de Lewis

• Ácido: toda sustancia que contiene un átomo capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado; posee orbitales libres, es electrófilo.
• Base: toda sustancia que contiene un átomo capaz de ceder un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado; es nucleofílico.

Indicadores Ácido-Base

Son aquellas sustancias orgánicas que en disolución acuosa se comportan como ácidos o bases muy débiles, y en las que la especie sin disociar tiene un color muy distinto de la especia que se forma en la disociación de la misma. Por ejemplo, el tornasol es un ácido débil cuyo anión es azul y el ácido sin disociar es rojo. Si en la disolución predominan los iones hidronio (medio ácido), presenta color rojo; por el contrario, si predominan los iones OH- (medio básico) se muestra de color azul.

Fuerza Relativa de Ácidos y Bases

Un ácido (base) será fuerte si su grado de disociación es grande y tiende rápidamente a la unidad al disminuir la concentración de la disolución acuosa. Es un ácido fuerte el HCl y es débil el ácido acético (AcOH).

Según la teoría de Brönsted, un ácido será tanto más fuerte cuanto mayor sea su tendencia a ceder protones, y una base fuerte presentará gran tendencia a aceptar protones. Esta tendencia será relativa y dependerá de la sustancia a la que se enfrenten.

Ácidos Polipróticos

Los ácidos que sólo pueden ceder un protón se llaman monopróticos; si pueden ceder más de un protón, se llaman polipróticos, denominándose dipróticos cuando ceden dos protones y tripróticos, si ceden tres. Del mismo modo hablamos de bases monobásicas, polibásicas, dibásicas o tribásicas.

Los ácidos polipróticos no ceden los protones a la vez ni con la misma facilidad, sino que lo hacen gradualmente, definiéndose por tanto varias constantes de disociación para una misma especie química.

Un ácido diprótico (H2A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, Ka1 y Ka2. La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: Ka1 > Ka2. Un ácido triprótico (H3A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde Ka1 > Ka2 > Ka3. Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H3PO4), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA

La autoionización del agua (también llamada autodisociación del agua) es la reacción química en la que dos moléculas de agua reaccionan para producir un ion hidronio (H3O + ) y un ion hidróxido (OH−). Para reacciones en agua (o en soluciones acuosas diluidas), la molaridad (una unidad de concentración) del agua, [H2O], es prácticamente constante y se omite por convenio de la expresión de la constante de acidez. La constante de equilibrio que resulta se denomina constante de ionización, constante de disociación, constante de autoionización, o producto iónico del agua y se simboliza por Kw.

Volumetrías Ácido-Base

Las volumetrías son operaciones analíticas destinadas a determinar la concentración de una disolución de un ácido o de una base. Se llama acidimetría si lo que se mide es la concentración de una disolución ácida y alcalimetría si la disolución problema es básica.

El procedimiento consiste en añadir con cuidado una disolución de normalidad conocida, desde una bureta hasta un erlenmeyer que contiene la disolución problema de normalidad desconocida. Se va añadiendo gota a gota la disolución patrón hasta alcanzar el punto de equivalencia, el cual se reconoce, de ordinario, por el cambio de color del indicador. En el punto de equivalencia habrán reaccionado igual número de equivalentes de ácido que de base: VaNa = VbNb