Conceptos Básicos de las Reacciones Químicas
1. ¿Qué es una Reacción Química?
Una reacción química es un proceso en el que una o más sustancias (reactivos) se transforman en otra u otras sustancias distintas (productos). Al mezclar agua con sal no se producen sustancias nuevas, entre las partículas de agua y las de sal no se establecen verdaderos enlaces; si se evapora el agua, se puede recuperar la sal. Por el contrario, cuando mezclas vinagre con bicarbonato, se observa la formación de un gas y la pérdida de las características del vinagre (olor y sabor). A lo largo de la reacción, van desapareciendo las sustancias iniciales y van apareciendo otras diferentes. Para que esto pueda ocurrir, se tienen que romper los enlaces que formaban los reactivos y tienen que formarse otros enlaces nuevos que den lugar a los productos. En una reacción química, los átomos que forman los reactivos son exactamente los mismos que forman los productos, pero agrupados de distinta manera.
2. Ecuaciones Químicas
Las ecuaciones químicas representan reacciones químicas. A la izquierda se colocan las fórmulas de los reactivos, a la derecha las de los productos y en el medio se pone una flecha. Se añaden símbolos para expresar el estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gaseoso o (ac) disolución acuosa. Para que se cumpla la ley de conservación de la masa, debemos tener el mismo número de átomos de cada elemento a izquierda y derecha. Y para conseguir esto, tenemos que poner delante de cada fórmula un coeficiente que indica la proporción en que cada sustancia participa en la reacción. Cuando la ecuación química tiene colocados convenientemente sus coeficientes, decimos que está ajustada. Para ajustar la reacción, es mejor empezar por los elementos que aparecen en una sola de las fórmulas de los reactivos y de los productos, y dejamos para el final el H y el O. En ningún caso se pueden modificar las fórmulas; lo único que podemos hacer es colocar coeficientes delante de cada una para indicar la proporción en que participan las distintas sustancias.
3. Estequiometría de las Reacciones Químicas
La estequiometría de las reacciones químicas estudia las proporciones en que se combinan las sustancias en una reacción. Esto nos permite calcular las cantidades de reactivos que se necesitan para obtener cierta cantidad de productos, o la cantidad de productos que se obtendrán a partir de cierta cantidad de reactivos. Esta proporción se obtiene de la ecuación química ajustada y se refiere al número de partículas (átomos, moléculas, unidades fórmula) que participan en la reacción. La proporción en número de partículas es una proporción de números enteros sencillos y es la misma que si consideramos moles, ya que un mol es un cierto número de partículas. Teniendo en cuenta la masa de estos moles, podemos averiguar la proporción en masa de las sustancias que intervienen.
4. Reactivo Limitante
Si mezclamos los reactivos en proporciones distintas de la estequiométrica, no podrán reaccionar las cantidades completas de todos ellos, ya que uno se agotará antes que los otros. En el momento en que se agote uno de los reactivos, la reacción se paraliza, ya no puede continuar. Por eso, al reactivo que reacciona completamente se le llama reactivo limitante; los demás están en exceso, por tanto, no reaccionarán completamente y sobrará una cierta cantidad de cada uno. Para conocer las cantidades de los productos que se forman, tenemos que saber en primer lugar cuál es el reactivo limitante, ya que es el único reactivo del que sabemos la cantidad exacta que reacciona.
5. Impurezas
Muchos reactivos no se encuentran al 100% de pureza, sino que van acompañados de otras sustancias indeseadas. Para calcular con cierta precisión los productos de la reacción, necesitamos conocer la riqueza (r) o tanto por ciento de la sustancia pura que contienen. Así, por ejemplo, si añadimos 40 g de Fe de una riqueza del 80%, en realidad la cantidad de reactivo será 40g · 80/100 = 32 g de Fe puro y tendremos 8 g de impurezas.
6. Rendimiento de una Reacción
En general, cuando medimos en el laboratorio la cantidad de producto lograda en una reacción química, obtenemos un valor menor que el calculado teóricamente. Esto se debe principalmente a que los reactivos no terminan de reaccionar en su totalidad y a que se producen otras reacciones secundarias que originan otros productos. Se denomina rendimiento de una reacción a la relación entre la masa real obtenida del producto y la masa calculada teóricamente de ese producto. Se suele expresar en tanto por ciento.
Energía y Reacciones Químicas
7. Reacciones Químicas y Energía
En el transcurso de casi todas las reacciones químicas, se desprende o se absorbe energía debido a la diferencia entre la energía que hay que suministrar para romper unos enlaces y la que se desprende al formar otros. La energía absorbida o emitida puede tomar diferentes formas: térmica, luminosa o eléctrica.
Una reacción química se inicia por el choque entre las moléculas de los reactivos; serán más eficaces aquellos choques que se produzcan con la orientación adecuada y una velocidad mínima. A la energía cinética mínima de las partículas para que la colisión sea eficaz se la denomina energía cinética crítica.
- Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en las que se desprende energía. En ellas, el sistema pierde energía, que se disipa en el ambiente, y esta energía se considera negativa. La energía necesaria para romper los enlaces de los reactivos es menor que la que se desprende al formarse los enlaces de los productos. En este balance sobra energía. Para que la reacción pueda iniciarse, tenemos que aportar un poco de energía para romper algunos enlaces de los reactivos; esta energía necesaria se llama energía de activación. Para que se empiecen a romper los enlaces de los reactivos, es necesario que las partículas choquen entre ellas con suficiente energía y se forme el complejo activado, que es una situación intermedia de alta energía y, por tanto, muy inestable.
- Reacciones Endotérmicas: Son aquellas en las que se absorbe energía. En ellas, el sistema gana energía y, por eso, se considera positiva esa energía. Aquí la energía necesaria para romper los enlaces de los reactivos es mayor que la que se desprende al formarse los enlaces de los productos. En este balance falta energía y, por tanto, tenemos que suministrarla para que la reacción pueda transcurrir.
La cantidad de energía que se manifiesta se llama calor de reacción y se expresa en J/mol. Las ecuaciones en las que se expresa el calor de reacción se llaman reacciones termoquímicas.
Entalpía de Reacción: La mayoría de las reacciones químicas que se llevan a cabo en los laboratorios se producen en recipientes abiertos, es decir, a presión constante. Cuando el proceso tiene lugar a presión constante, el calor de reacción se llama variación de entalpía (ΔH). Si las condiciones son de 1 atm de presión y 25 ºC de temperatura, se escribe ΔHº. Es, por tanto, el calor absorbido o desprendido a presión constante.
La entalpía de formación (ΔHfº) de un compuesto es el calor que se absorbe o se desprende cuando se forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo constituyen en su estado más estable, siendo P = 1 atm y T = 25 ºC. Este dato se puede encontrar tabulado en los libros de Química.
La entalpía de formación de los elementos, en su forma más estable, es cero para P = 1 atm y T = 25 ºC.
O2(g) → O2(g). ΔHfº = 0
Clasificación de las Reacciones Químicas
8. Tipos de Reacciones
1. Combinación o Síntesis: Dos o más reactivos reaccionan para dar un único producto.
Ejemplos: H2 + O2 → H2O; H2 + Cl2 → 2HCl; 2Na + Cl2 → 2NaCl
2. Descomposición: Un solo reactivo, al que aportamos la suficiente energía de activación, reacciona para dar dos o más productos químicamente más simples. Por ejemplo, los clorofluorocarbonos (CFC) se descomponen con la luz ultravioleta, en la estratosfera, liberando cloro que destruye el ozono. Esto conlleva graves consecuencias, ya que el ozono absorbe la luz ultravioleta impidiendo en gran parte que llegue a la superficie de la Tierra.
Ejemplos: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g); 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
3. Sustitución o Desplazamiento: Un elemento de un compuesto es desplazado por otro. Por ejemplo, el Zn desplaza al Cu presente en el sulfato de cobre: CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu. O bien dos elementos de distintos compuestos se desplazan mutuamente de ambos compuestos.
Ejemplos: 2KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + 2KNO3; AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl; CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl
4. Reacciones Ácido-Base: Según Arrhenius, ácido es toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia dando H+.
Ejemplos: HCl(ac) → H+(ac) + Cl–(ac); H2SO4(ac) → 2H+ + SO42-; HNO3(ac) → H+ + NO3–; H+ + H2O → H3O+
Base es toda sustancia que, en disolución acuosa, se disocia dando OH–.
Ejemplos: NaOH(ac) → Na+(ac) + OH–(ac); KOH(ac) → K+ + OH–; Ca(OH)2(ac) → Ca2+ + 2OH–; NH3 + H2O → NH4+ + OH–
Los ácidos tienen sabor agrio, escuecen o pican en la piel, reaccionan con la caliza para producir CO2, colorean de rojo el papel indicador y anulan las propiedades de las bases al reaccionar con ellas.
Las bases tienen sabor amargo, tacto jabonoso en la piel, colorean de azul el papel indicador y anulan las propiedades de los ácidos al reaccionar con ellos.
El agua pura tiene conductividad muy baja, pero no nula; esto nos hace pensar que está ionizada, aunque sea en pequeña concentración: H2O + H2O → H3O+ + OH–. En el agua pura a 25 ºC, se cumple que la concentración de H3O+ es igual a la de OH– y ambas son iguales a 10-7 mol/L = [H+] = [OH–]. Al tener igual concentración de los dos iones, no presenta propiedades ácidas ni básicas, por eso decimos que es neutra. El producto de la concentración de ambos iones es una constante que sólo depende de la temperatura; se conoce como producto iónico del agua: Kw = 10-7 · 10-7 = 10-14.
Si añadimos un ácido, aumentará la concentración de H+ y, por tanto, disminuirá la de OH–, ya que Kw debe mantenerse constante. Si añadimos una base, aumentará la concentración de OH– y, por tanto, disminuirá la de H+ para que Kw no cambie. La acidez de una disolución depende de la concentración de iones H+ o H3O+. Los valores de las concentraciones en disoluciones diluidas son difíciles de comparar, por eso se adoptó el operador matemático llamado pH = -log[H+]
Escala de pH: Indica el grado de acidez o de basicidad de una muestra. pH = 7 es neutro, si el pH es mayor que 7 entonces es básico y si es menor que 7 es ácido. Para averiguarlo experimentalmente, se usan indicadores de pH, que son sustancias que presentan diferente color según el medio sea ácido o básico.
Neutralización: Es la reacción que tiene lugar cuando un ácido reacciona con una base para dar una sal y agua.
Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) → H+(ac) + Cl–(ac) + Na+(ac) + OH–(ac) → NaCl + H2O (ácido + base → sal + agua)
Valoraciones Ácido-Base: El proceso de neutralización puede usarse para determinar la concentración de una disolución ácida o básica, cuyo valor sea desconocido. Para ello, usamos un indicador de pH y agregamos, poco a poco, una disolución, de concentración conocida, de la base o el ácido necesarios para la neutralización hasta que se produzca el cambio de color. Una vez producido el cambio de color, anotamos el volumen de disolución que hemos necesitado añadir hasta la neutralización completa. Este dato, junto con la concentración conocida de esa disolución y con la estequiometría de la reacción, nos permite hacer los cálculos necesarios.
Lluvia Ácida: Algunos gases contaminantes como SO2, SO3, N2O3, N2O5 reaccionan con el vapor de agua de la atmósfera para dar ácidos: SO2 + H2O → H2SO3 (ácido sulfuroso); SO3 + H2O → H2SO4 (ácido sulfúrico); N2O3 + H2O → 2HNO2 (ácido nitroso); N2O5 + H2O → 2HNO3 (ácido nítrico). Para evitar la lluvia ácida, se debe eliminar el azufre que contienen los combustibles fósiles y los óxidos de nitrógeno que emiten los vehículos sin catalizador. Cada año se vierten a la atmósfera millones de toneladas de SO2.
5. Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox): Son reacciones de transferencia de electrones en las que un elemento gana electrones y otro pierde. El elemento que gana electrones se llama oxidante. Oxidar, en un sentido amplio, significa robar electrones. El elemento que cede los electrones se llama reductor.
Decimos que un elemento se ha oxidado cuando ha perdido electrones y que un elemento se ha reducido cuando ha ganado electrones.
Como resultado de la reacción redox, cambia el número de oxidación de los elementos que reaccionan.
Reglas para Determinar los Números de Oxidación
- Los átomos de las sustancias simples tienen número de oxidación cero (Na, Fe, H2, O2, Cl2…).
- El número de oxidación del oxígeno es siempre -2, salvo en los peróxidos, que es -1.
- El número de oxidación del hidrógeno es -1 cuando forma compuestos binarios con metales y con los no metales de los grupos 13, 14 y 15. En el resto de los casos, su número de oxidación es +1.
- El resto de los elementos tienen los números de oxidación que aparecen en la tabla de los apuntes de formulación.
- La suma de los números de oxidación de un compuesto tiene que ser cero. La suma de los números de oxidación de un ion poliatómico debe ser igual a la carga del ion.
Ejemplos: H2 + O2 → 2H2O; Mg + Cl2 → MgCl2; 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3; AlCl3 + 3K → Al + 3KCl
Reacciones de Combustión: Son reacciones de oxidación-reducción rápidas en las que el oxígeno reacciona con otra sustancia oxidándola y se desprende calor y, en general, luz. Ejemplos son la combustión del carbón y de los hidrocarburos: C(s) + O2 → CO2; CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Este tipo de reacciones se usa sobre todo como fuente de energía; en ellas se produce CO2. Esta sustancia es la responsable del aumento del efecto invernadero. Cuando estos combustibles se queman con poco oxígeno, se produce una combustión incompleta en la que se obtiene monóxido de carbono (CO), que es muy venenoso.
Incremento del Efecto Invernadero: El aumento de CO2 en la atmósfera hace que el calor reflejado por la superficie de la Tierra vuelva de nuevo y así aumente la temperatura global del planeta. Este aumento de la temperatura se traduce en el cambio climático: la capa de hielo se hace menor, por lo que se refleja menos la luz del sol y se calienta más la superficie de la Tierra; aumenta la sequía y se favorece el riesgo de incendios; se destruyen ecosistemas…
6. Precipitación: Por transferencia de iones se pueden formar sustancias insolubles.
Ejemplo: 2KI + Pb(NO3)2 → 2KNO3 + PbI2, siendo este último insoluble, lo que produce un precipitado amarillo.
Química y Medio Ambiente
10. Medio Ambiente
Los problemas medioambientales actuales son responsabilidad de la actividad humana, que ha desarrollado estilos de vida muy destructivos en los países más industrializados.
Ahora surge la necesidad de un desarrollo sostenible: “Satisfacer las necesidades de las generaciones presentes sin comprometer las posibilidades de las generaciones futuras para atender sus propias necesidades”.
El desarrollo sostenible se basa en cuatro aspectos: económico, social, protección del medio ambiente y protección de la diversidad cultural.
El principio de precaución se basa en la adopción de medidas preventivas ante la incertidumbre; quienes proponen una actividad amenazadora deben probar que no lo es; buscar alternativas a las actividades perjudiciales; aumentar la participación pública en la toma de decisiones.
Grandes Retos del Desarrollo
- Tratamiento y Eliminación de Basuras: Debemos reducir la cantidad de basura y reciclarla.
- Agotamiento de Recursos Naturales: En cuanto al agua, debemos consumir menos y evitar el uso de productos de limpieza nocivos. En cuanto a los combustibles fósiles, debemos reducir el consumo y utilizar energías renovables.
- Desforestación y Desertización: Debemos evitar el uso de abonos artificiales que empobrecen los terrenos, disminuir el consumo de papel y maderas tropicales, proteger los bosques de incendios y reforestar.
- Pérdida de Biodiversidad: Debemos proteger los diferentes ecosistemas y la diversidad cultural del planeta.
Aplicaciones Industriales y Nuevos Materiales
11. Reacciones Químicas de Interés
La industria química elabora productos como combustibles, fertilizantes, herbicidas, insecticidas, detergentes, pinturas, fibras textiles, plásticos, colorantes, medicamentos, alimentos procesados, aleaciones, materiales de construcción, vidrios…
En las reacciones químicas de la industria, se suelen usar catalizadores que aumentan la velocidad de las reacciones y disminuyen la energía necesaria, y con gran frecuencia se utilizan o se producen sustancias tóxicas o corrosivas que requieren un control especial para prevenir accidentes laborales o medioambientales.
A. Obtención de Ácido Nítrico (HNO3): Se usa para sintetizar fertilizantes, explosivos, en metalurgia y refinado de metales. Se realiza en tres etapas:
1ª. 4NH3 + 5O2 → 6H2O + 4NO; 2ª. 2NO + O2 → 2NO2; 3ª. 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
B. Obtención del Amoníaco: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g). Se usa en la fabricación de sales nitrogenadas utilizadas como abonos, para obtener HNO3, en la industria farmacéutica, en la textil, etc.
C. El Ácido Sulfúrico es el compuesto más producido en el mundo. La fabricación de ácido sulfúrico se lleva a cabo en tres etapas:
1º. S(s) + O2(g) → SO2(g); 2º. 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g); 3º. SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l)
Se emplea en la fabricación de abonos, en el refinado del petróleo, fabricación de explosivos, colorantes, plásticos, fibras, pinturas y un largo etcétera. Es el compuesto más importante de la industria química, tanto es así que se puede medir el grado de desarrollo industrial de un país por la cantidad de ácido sulfúrico que se consume.
D. Siderurgia: Es un proceso industrial destinado a la obtención de hierro y sus aleaciones, toda la gama de aceros a partir de los minerales que contienen Fe o de chatarra reciclada. Existen dos rutas en la fabricación del acero:
1º. Siderurgia Integral
El Fe se encuentra en la naturaleza en forma de óxidos, hidróxidos, carbonatos, silicatos y sulfuros. Los más usados son: Fe2O3, Fe3O4, FeCO3. Los minerales se trituran y se mezclan en un alto horno con carbón, donde se someten a temperaturas muy altas de hasta 1600 ºC.
Un ejemplo de reacción que tiene lugar: Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO2
Por la parte baja del alto horno se obtienen los productos de la reacción: la escoria, por un lado, y el hierro fundido con impurezas, por otro. El hierro fundido se trata posteriormente para quitarle las impurezas y añadirle los elementos que formarán las aleaciones. Luego el acero fundido se vierte en moldes para que solidifique.
2º. Ruta del Horno de Arco Eléctrico
Se usa para reciclar la chatarra mediante el calor producido por un arco eléctrico entre los electrodos y la chatarra.
E. Tipos de Acero
Según los usos a los que se vaya a destinar, se obtienen diferentes aceros con distintas características:
Aceros al carbono, aceros aleados (con V, Mo, Cr, Mn, Si, Cu…), inoxidables (Cr, Ni…)
12. Nuevos Materiales
1. Siliconas: Polímeros con Si en lugar de C.
2. Materiales Inteligentes: Se caracterizan por responder a estímulos exteriores como la temperatura, la humedad, el pH, la intensidad luminosa…
3. Materiales con Memoria de Forma: Capaces de volver a su forma original después de haber sido deformados.
4. Materiales Híbridos: Como fibra de carbono o fibra óptica, que combinan varios materiales diferentes para conseguir las propiedades deseadas.
5. Nuevos Materiales Eléctricos
- Semiconductores que varían su resistencia eléctrica según la temperatura (Si, As, Ga).
- Superconductores que a bajas temperaturas ofrecen muy poca resistencia eléctrica (Nb, Ti).
- Piezoeléctricos que transforman energía mecánica en eléctrica (cuarzo, plásticos y cerámicas especiales).
6. Nanomateriales: Se trata de materiales cuya estructura puede modificarse a la escala del nanómetro (10-9 m).
Se estudia en nanomedicina la posibilidad de construir dispositivos que recorran el cuerpo por el torrente sanguíneo, por ejemplo, para detectar y tratar enfermedades. Máquinas de un tamaño inferior al de una célula para combatir virus, células cancerosas, el colesterol…
En nanoelectricidad se construyen pantallas flexibles de televisión y móvil…
En el campo de la energía, se intentan construir células fotovoltaicas más eficaces.
7. El Grafeno es una sustancia formada por carbono puro, con átomos dispuestos en patrón regular hexagonal, similar al grafito, pero en una hoja de un átomo de espesor. Se considera 100 veces más fuerte que el acero y su densidad es aproximadamente la misma que la de la fibra de carbono, y es aproximadamente cinco veces más ligero que el aluminio.