Reacciones y ecuaciones químicas

Llamamos reacción química a la transformación de sustancias, llamadas reactivos, en otras sustancias con propiedades totalmente distintas, que reciben el nombre de productos de reacción, con una apreciable variación energética. No hay que confundir la combinación química con una mezcla. En la reacción química el cambio producido es profundo y afecta a la propia naturaleza de las sustancias; en la mezcla, éstas conservan sus propiedades y se produce más una variación de aspecto que un verdadero cambio.

Expresión de una reacción

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones. Una ecuación química consta de dos términos separados por una o dos flechas, que indican el sentido de la reacción. En el término de la izquierda están las fórmulas de las sustancias reaccionantes, y en el de la derecha, las de los productos de reacción.

Ejem: 2H₂ + O₂ à 2H₂O

 Las fórmulas van precedidas por unos números o coeficientes, que indican la proporción en número de moléculas con que intervienen cada una de las sustancias. Como cada mol de moléculas tiene una masa determinada, la ecuación nos da información también de la proporción en masa entre las sustancias, y en el caso de que intervengan gases, esta proporción se extiende a los volúmenes.   

Clasificación de reacciones químicas: síntesis, descomposición, desplazamiento simple y doble; óxido-reducción y neutralización

Son muchos los criterios por los cuales se pueden clasificar las reacciones químicas, una de las más usadas es por su forma, de tal forma que pueden ser reacciones de: síntesis, descomposición, desplazamiento simple, y desplazamiento doble.

Reacciones de síntesis: Decimos que una reacción es de síntesis cuando dos o más sustancias reaccionan entre sí para dar otra de mayor complejidad. La ecuación general sería: nA + mB à rAB, donde A y B son dos elementos o dos compuestos, y AB el compuesto que se ha formado por la fusión de ambos, siendo m, n y r sus coeficientes. Por ejemplo, el azufre sólido se combina con el oxígeno del aire para dar dióxido de azufre:

S + O₂ à SO₂

Reacciones de descomposición: Es el proceso contrario al caso anterior, ya que una sustancia compleja se descompone para dar dos o más elementos o compuestos más sencillos. Su ecuación general seria: rAB à nA + mB. Un buen ejemplo sería el clorato de potasio que se descompone con el calor, obteniéndose cloruro de potasio y oxigeno:

KClO₃ à KCl + O₂

Reacciones de desplazamiento simple: Son reacciones en que uno de los elementos de un compuesto es sustituido por otro. Su ecuación general es: AB + C à AC + B. Por ejemplo, en la reacción el zinc sustituye al cobre del sulfato de cobre (II):

Zn + CuSO₄ à Cu + ZnSO₄

Reacciones de desplazamiento doble: En estas reacciones tienen lugar el intercambio de un elemento o un grupo de elementos entre dos sustancias reaccionantes: AB + MN à AM + BN.

El alcohol metílico, CH₃OH, en contacto con el ácido acético, CH₃COOH, da lugar mediante una reacción reversible a acetato de metilo y agua:

CH₃OH + CH₃COOH ↔ CH₃COOCH₃ + H₂O

Otra forma de clasificar a las reacciones químicas es por su mecanismo, de tal forma que existen reacciones de: óxido-reducción, y acido-base o neutralización.

Reacciones óxido-reducción: El concepto actual de oxidación-reducción es un concepto electrónico; oxidación es un fenómeno por el cual una sustancia pierde electrones, mientras que reducción es el fenómeno contrario en que se ganan electrones. Estos dos fenómenos son siempre simultáneos, de manera que los electrones que reducen una sustancia son los que ha perdido la otra que se ha oxidado. Su ecuación general seria: R + O à Rⁿ⁺ + O^n-, donde R seria la especie oxidada o agente reductor (cede electrones) y O la especie reducida o agente oxidante (recibe electrones). Un ejemplo sería la oxidación del hierro:

Fe + O₂ à Fe₂O₃

Fe à Fe⁺³ + 3e^- (oxidación o perdida de electrones)

O + 2e^- à O^-2 (reducción o ganancia de electrones)

Reacciones acido-base o de neutralización: Son aquellas reacciones entre un ácido y una base produciendo sal y agua generalmente. Los ácidos son sustancias con ciertas propiedades: sabor agrio, reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno, colorean de rojo una disolución azul de tornasol, conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa, etc. Por otro lado, las bases tienen las siguientes propiedades: sabor amargo, consistencia jabonosa, colorean de azul una disolución roja de tornasol, condicen en disolución la corriente eléctrica y reaccionan con los ácidos neutralizándolos.

La ecuación general de una reacción de neutralización seria: Ácido + Base à Sal + H₂O

Por ejemplo, la reacción entre ácido clorhídrico con hidróxido de sodio generando cloruro de sodio más agua:

HCl + NaOH à NaCl + H₂O

Balanceo de ecuaciones químicas

El balanceo de ecuaciones no es más que una consecuencia de la ley de conservación de la masa de Lavoisier, por lo que la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos, esto implica que la cantidad y variedad de átomos presentes en los reactivos debe mantenerse en los productos, (lo único que varía es la forma en que están combinados). Para balancear una ecuación química primero tenemos que identificar el tipo a la que ésta pertenece. Como ya se mencionó previamente las reacciones químicas pueden clasificarse en términos generales como ácido-base u óxido-reducción.

Balancear en términos simples significa encontrar los coeficientes estequiométricos en una reacción tal que la cantidad de átomos presentes en los reactivos sea igual a aquellos presentes en los productos. Ejemplo:

Fe₂O₃ + C à Fe + CO se balancea como Fe₂O₃ + 3C à 2Fe + 3CO

El método que se empleó en el ejercicio previo se llama método algebraico y es útil para reacciones acido-base, en las cuales únicamente se debe balancear la masa. Sin embargo, en las reacciones de oxido-reducción se debe balancear tanto la masa como la carga, por ende, su método es un tanto más complejo y se denomina método redox y a continuación se explica su método:

•     1. Identificar el tipo de reacción. Es de suma importancia saber si es una reacción ácido-base o de oxido-reducción para poder determinar que método emplear. Para hacerlo es necesario asignar los estados de oxidación de cada átomo en cada una de las especies involucradas. Ejemplo:

Como se pude apreciar, el cromo gana electrones pues disminuye su estado de oxidación (de +6 a +3), se reduce, mientras que el arsénico pierde electrones, es decir, se oxida, pues aumenta su estado de oxidación (de +3 a +5), por lo que la reacción anterior se clasifica como a una reacción redox.

• 2. separar la reacción en dos semi-reacciones. A pesar de que las reacciones de oxidación y reducción ocurren de forma simultánea, para fines del balanceo, separa la reacción redox en dos semi-reacciones: una semi-reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción:

Después de separar las semi-reacciones se tendrá que balancear por separado.

• 3. Balancea la masa y la carga del átomo que se oxida. Nótese que en la oxidación siempre aparecen los electrones en el lado de los productos. 

• 4. Balancea la masa de todas las demás especies presentes. Es decir, aquellas que no cambian su estado de oxidación. En este caso concreto, sólo el oxígeno es quien no cambia. Como del lado izquierdo de la ecuación hay tres átomos de oxígeno y en el derecho hay ocho, es necesario agregar 5 átomos de oxígeno con exactamente el mismo estado de oxidación con el que aparece en los productos.
•     5. Sustituir los iones O^2-. Frecuentemente en las semi-reacciones aparece el ion O^2- ya sea del lado de los productos o de los reactivos. Dado que no es una especie química aislada, es necesario sustituirla por H₂O u OH^-. Por ende debemos decidir si la reacción se efectúa en medio básico o ácido, pues la forma de eliminar el O^2- depende de las condiciones del medio.

En medio ácido cada ion O^2- se sustituye por H₂O: 

Continuando con el caso que se planteó al principio, sustituiremos los iones O^2-, en medio ácido:

Nota: La información que indicará si se debe balancear en medio ácido o básico se puede obtener en la misma reacción, observando si aparece algún ácido o base en los reactivos indicados.

Con esto concluye el balanceo de la semi-reacción, lo que sigue por hacer es repetir los pasos para balancear la otra semi-reacción:

Balancear la masa y carga del átomo que se reduce: 

Balancear la masa de todas las demás especies presentes:

Sustituir los iones O^2- (en medio ácido como en la semi-reacción de oxidación):

Nótese que ya ambas semi-reacciones están balanceadas tanto en masa como en carga:

Ahora lo único que resta es garantizar que los electrones generados por la oxidación sean los mismo que los consumidos en la reducción. Una forma sencilla es mediante el siguiente procedimiento:

Dado que la reducción consume 6 electrones y la oxidación produce 4 electrones, habrá que multiplicar todos los coeficientes de la reducción por 4 y los de la oxidación por 6 y así ambas reacciones intercambiarán 24 electrones:

Posterior a este paso solo es necesario sumar, cancelar y agrupar las especies que aparecen tanto en reactivos como en productos:

Agrupando y reduciendo quedaría:

Nótese que la ecuación está correctamente balanceada en masa como en carga, sin embargo, no es eléctricamente neutra.

Hay 24 iones Cl^- en los reactivos. Dado que no existen los iones negativos aislados de los positivos, solo es necesario decidir que ión positivo debe acompañarlo. Debemos recordar que la ecuación ya está balanceada por lo cual cualquier ion que agreguemos del lado de los reactivos se debe agregar del lado de los productos. Es factible que el ion que lo acompañe sea el H⁺ ya que el balance se hizo en medio ácido. Como hay 24 iones de cloruro, estos hay que remplazarlos por 24HCl, y añadir 24 iones H⁺ del lado de los productos:

Cambia por:

Agrupando quedaría:

Ahora la reacción es eléctricamente neutra y perfectamente balanceada. Es importante recalcar que el balanceo metódico adicionó las sustancias HCl y H2O, que no aparecían originalmente en el caso que se planteó en un principio. 

Estequiometría

La estequiometría es la parte de la química que estudia el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en el transcurso de una reacción química.

Así pues, los cálculos estequiométricos son el conjunto de los cálculos de masas y de volúmenes que se pueden realizar en una reacción química gracias a los coeficientes de la ecuación, llamados también coeficientes estequiométricos, ya que expresan, la relación en número de moléculas entre las sustancias que intervienen en la reacción. Para realizar estos cálculos conviene tener en cuenta una serie de normas:

-          Escribir la reacción colocando a la izquierda las fórmulas de las sustancias reaccionantes, separadas por el signo de la suma (+), y a la derecha las fórmulas de los productos de la reacción, separadas también por el mismo signo. Entre las sustancias reaccionantes y productos se interpone una flecha que indica el sentido de la reacción (à).

-          Igualar la reacción colocando los coeficientes de tal manera que el número de átomos de cada elemento sea igual en cada uno de los dos términos de la ecuación.

-          Localizar entre los datos aquellos que expresen cantidad: la masa, el número de moles o el volumen de sólidos, líquidos o gases, siempre que vaya acompañado de su densidad, o bien el volumen de un gas junto con la temperatura y la presión a la que ha sido medido. Una vez localizados, transfórmalos en número de moles de la sustancia.

-          Calcular a través de los coeficientes estequiométricos el número de moles de la sustancia deseada.

-          Una vez conocido el número de moles de la sustancia objeto del problema, calcular la cantidad en la forma que ha sido requerida.

Ejemplo:

¿Qué volumen de hidrógeno en condiciones normales se puede obtener con 11.16g de hierro y el ácido clorhídrico necesario, sabiendo que la reacción da cloruro de hierro (III) y que la masa atómica del hierro es 55.8? R:

La ecuación ajustada será:  2 Fe + 6 HCl à 2 FeCl₃ + 3 H_2(g)

Termoquímica: reacciones endotérmicas y exotérmicas

En toda reacción química hay que considerar, además de las transformaciones que afectan a la materia, aquellas que afectan a la energía. Incluso en muchas ocasiones, la utilidad de una reacción química radica precisamente en la energía que se produce en ella. Es el caso de las combustiones, las pilas galvánicas o los explosivos.

Reacciones endotérmicas: Se da el nombre de reacciones endotérmicas a las transformaciones químicas en las cuales la energía de sustancias reaccionantes es inferior a la de los productos de la reacción. Para que estas reacciones tengan lugar ha de existir un aporte de energía del exterior. Este aporte de energía puede ser espontáneo o bien puede ser producido de una forma forzada.

Reacciones exotérmicas: Cuando se realizan algunas reacciones, la energía de las sustancias reaccionantes es superior a la de los productos de la reacción. En este caso hay una pérdida de energía por parte del sistema, entendiendo por sistema las sustancias químicas objeto de estudio. Esta energía, como es natural, no se destruye, sino que pasa al ambiente. Estas reacciones reciben el nombre de exotérmicas, y son las más frecuentes.

Primer principio de la termodinámica

El primer principio de la termodinámica es la expresión de la conservación de la energía: la energía no puede ser creada ni destruida; solamente puede ser transformada de una a otra forma y transferida de un lugar a otro. La energía interna E de un sistema depende de la posición y el movimiento de sus moléculas y átomos. Cuando existe una reacción química, esta energía varía y se puede convertir, en general, en calor y trabajo. La variación de energía del sistema se puede expresar como ∆E = w + q, donde w es el trabajo, q el calor y la letra delta, ∆, significa variación. Este calor y este trabajo dependen de la forma en que se ha realizado la reacción, pero su suma sólo depende de los estados inicial y final. Si el trabajo es sólo de expansión (aumento o disminución de volumen), se puede calcular como: w= - P ∆V.

De estas magnitudes, la que mejor se puede medir es el calor, realizando la operación dentro de un calorímetro. Si se fija la presión, el calor sólo dependerá de los estados inicial y final, y se denomina entalpía, H. Las variaciones de la entalpía pueden calcularse con la siguiente expresión: ∆H = ∆E + P∆V.

A cada proceso químico le corresponde una variación de entalpía. Si un proceso se puede realizar en varias etapas, la variación de entalpía total es la suma de las entalpías de cada etapa (ley de Hess). Del mismo modo, si una reacción puede realizarse por distintos procedimientos, la variación de entalpía es la misma sea cual sea el camino escogido.

Espontaneidad de un proceso

El factor energía no es suficiente para saber con seguridad si una reacción es espontánea o no. Ya se ha visto que hay fenómenos espontáneos y endotérmicos. Estos procesos tienen todos una característica común: aumenta la movilidad de sus moléculas. Por ejemplo, un sólido desaparece y se forma un líquido o un gas; se disuelve un sólido; se vaporiza un líquido, etc., y existe en todos los casos lo que se denomina un incremento del desorden molecular. La magnitud que expresa este desorden se llama entropía, y se simboliza con la letra S.

 El valor numérico de la entropía es el cociente entre el calor que se desprenderá o absorbería si el proceso se realizara muy lentamente y la temperatura absoluta. Tampoco la entropía, por si sola sirve para predecir la espontaneidad. Existe una magnitud, denominada energía libre o energía de Gibbs, G, cuya variación nos da esta información: ∆G = ∆H – T ∆S. Si ∆G > 0, el proceso no es espontáneo; si ∆G < 0, es espontáneo y si ∆G = 0, el proceso está en equilibrio.

·      Equilibrio químico: contante de equilibrio y el principio de Le Chatelier (catalizador, temperatura, concentración, presión) 

Cuando en una reacción química los productos de la reacción pueden transformarse en sustancias reaccionantes que vuelven a regenerar las sustancias reaccionantes de la primera reacción, decimos que es una reacción de equilibrio. Sea la reacción aA + bB ↔ cC + dD, en que la doble flecha nos indica el doble sentido de la reacción. La velocidad de la primera reacción irá disminuyendo, ya que se van consumiendo las sustancias reaccionantes y disminuye su concentración, mientras que la velocidad de la reacción inversa aumentará, al irse incrementando los productos de la reacción. Pero, a partir de un determinado momento, ambas velocidades serán iguales, y aunque las reacciones seguirán produciéndose, la composición química de mezcla no variará.

Leyes de equilibrio

Si la velocidad de la reacción directa, es según las concentraciones V_d = k_d [A]^a [B]^b, y la velocidad de la reacción inversa es v_i = k_i [C]^c [D]^d, en el equilibrio estas dos velocidades serán iguales. Luego, igualando las expresiones matemáticas, se tendrá:

Siendo K_c una constante que resulta de dividir las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa, que se llama constante de equilibrio. Esta constante sólo varía con temperatura. Si la reacción es entre gases, se puede definir otra constante de equilibrio parecida, pero que en vez de estar formada por las concentraciones lo está por las presiones parciales, entendiendo por presión parcial la que ejercería un gas si estuviera solo en un recipiente:

La relación entre K_c y K_p es K_p = K_c (RT)^∆n, donde ∆n es la variación den número de moles de gas que se puede observar en la ecuación química. Si a un sistema en equilibrio se le cambia alguna variable, rompiendo el equilibrio, éste reacciona de tal manera que tiende a anular la variación introducida (Principio de Le Chatelier).

Como se ha comentado previamente, el equilibrio químico representa el balance entre las reacciones directa e inversa. Sin embargo, existen variaciones en las condiciones experimentales (temperatura, presión, volumen, concentración de reactantes o productos) que pueden alterar este balance y desplazar la posición de equilibrio, haciendo que se forme mayor o menos cantidad del producto deseado.

El principio de Le Chatelier postula que, si un sistema en equilibrio se somete a un cambio de condiciones, éste se desplazará hacia una nueva posición a fin de contrarrestar el efecto que lo perturbó y recuperar el estado de equilibrio.

Ejemplos:

Variación de la temperatura

En una reacción exotérmica:

A + B ↔ C + D  ∆H < 0  o A + B ↔ C + D + calor

En una reacción endotérmica:

A + B ↔ C + D  ∆H>0 o A + B + calor ↔ C + D

Podemos observar que un incremento en la temperatura favorecerá el sentido que consuma parte de ese exceso de calor, mientras que una disminución de la temperatura favorecerá el sentido que regenere parte del calor eliminado.

De tal forma que podemos decir que: Si aumenta la temperatura, favorece el sentido endotérmico de la reacción, y en su contrario una disminución de la temperatura, favorece el sentido exotérmico de la reacción.

Variación de la presión y volumen

Si incrementa la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, disminuye el volumen, entonces el sistema se desplaza hacia donde hay menor número de moles.

Caso contrario si la presión de un sistema gaseosos en equilibrio disminuye, el volumen aumenta, de tal forma que el sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles:

CO_(g) + 3 H₂ ↔ CH_4(g) + H₂O_(g)

Nótese que, al disminuir el volumen del sistema en equilibrio, incrementa la presión interna, y consecuente a esto la reacción buscará disminuirla, desplazándose hacia donde exista menor número de moles, por lo tanto, favorece el sentido directo de la reacción, hasta restablecer el estado de equilibrio.

Variación de la concentración

Al incrementar la concentración de una sustancia que se encuentra en un sistema en equilibrio, el sistema se desplazará de modo que utiliza parcialmente la sustancia que se agregó. Por su parte, una disminución de la concentración de dicha sustancia ocasionará que el sistema se desplace en el sentido que le permita reemplazar parcialmente la sustancia que fue removida.

Dicho de otro modo, incrementar la concentración de un reactivo en un sistema en equilibrio, favorecerá el sentido directo de la reacción, e incrementar la concentración de un producto dentro de un sistema en equilibrio, favorecerá el sentido inverso de la reacción.

Este principio es muy utilizado en la bioquímica metabólica.

Catalizador

Un catalizador por definición es, una sustancia que acelera o retarda una reacción química sin participar en ella. Estos actúan sobre la rapidez con la que se alcanza el equilibrio, pero no modifican la composición del sistema, y por ende, no afectan el valor de la constante de equilibrio.

Observe que en la imagen se muestra el efecto del catalizador dentro de un sistema en equilibrio, el cual favorece a que la velocidad de reacción sea mayor, en otras palabras, el tiempo que se necesitará para generar los productos será menor.