Reacción química

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Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes o "reactivos"), se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. 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 las reacciones se les denomina ecuaciones químicas.

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[editar]

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. A nivel subatómico las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los átomos de valencia llamados electrones de los átomos (enlace químico) de las sustancias intervinientes.

En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se transforma su materia, manifiesta energía, no se observa a simple vista y son irreversibles en su mayoría.

La sustancia sufre modificaciones irreversibles, por ejemplo: Un papel al ser quemado no se puede regresar a su estado original. Las cenizas resultantes fueron parte del papel original, y han sido alteradas químicamente.

Tipos de reacciones[editar]

Reacciones de la química inorgánica[editar]

Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones ácido-base o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo podemos clasificarlas de acuerdo con los siguientes tres criterios:

Punto de vista estructural
Nombre Descripción Representación Ejemplo
Reacciones de síntesis o de combinación : Donde los reactivos se combinan entre sí para originar un producto diferente Se representan mediante la ecuación: A+B→C

Donde A y B son reactivos cuales quiera y C el producto formado.

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
Reacciones de descomposición(pueden ser de 2 tipos):
  1. Reacción de descomposición simple:Una sustancia compuesta se desdobla en sus componentes .
  2. Reacción de descomposición mediante un reactivo:En este caso una sustancia requiere de un reactivo para su descomposición.
  1. Es la reacción inversa a la síntesis donde: A → B+C. Donde A es un compuesto y se descompone en los reactivos que lo componen “B+C”
  2. Se representa por AB + C → AC + BC, donde el compuesto químico AB reacciona con el reactivo C, para originar los compuestos químicos AC y BC.
  1. CO2(g) → CO2(g) C(s) + O2(g)
  2. 2 ZnS (S) + 3 O2 (g) → 2 ZnO (S) + 2 SO2 (g)
Reacciones de sustitución o desplazamiento Una sustancia sustituye el lugar de alguno de los componentes de los reactivos, de tal manera que el componente sustituido queda libre. Se representa por la ecuación: AB +C → AC + B, donde el compuesto químico AB reacciona con el reactivo C para formar el compuesto químico AC y liberar B. Pb(NO3)2 (ac) + 2 KI (ac) → Pbl2 (s) + 2 KNO3 (ac)
Reacciones de doble sustitución (o doble desplazamiento) Se presenta un intercambio entre los elementos químicos o grupos de elementos químicos de las sustancias que intervienen en la reacción química. Se representan: AB + CD → AC + BD Pb(NO3)2 (ac) + 2 KI (ac) → Pbl2 (s) + 2 KNO3 (ac)
Según el tipo de energía intercambiada
Criterio Descripción Ejemplo
Si el intercambio de energía es en forma de calor
  1. Reacciones exotérmicas: Son las que desprenden calor del sistema de reacción.
  2. Reacciones endotérmicas: Son las reacciones en las que se absorbe o se requiere calor para llevarse a cabo.
En esta imagen se ilustra una reacción.
Si el intercambio de energía se realiza en forma de luz
  1. Reacciones endoluminosas, son las reacciones que requieren el aporte de energía luminosa o luz al sistema para llevarse a cabo.
  2. Reacciones exoluminosas, son las reacciones que al llevarse a cabo manifiestan una emisión luminosa
  1. Reacción Fotosíntesis
  2. Reacción de la combustión del magnesio
Si el intercambio de energía es en forma de energía eléctrica
  1. Reacciones endoeléctricas, las reacciones que requieren el aporte de energía eléctrica para que puedan tener lugar.
  2. Reacciones exoeléctricas, son aquellas reacciones químicas en las que el sistema transfiere al exterior energía eléctrica.
  1. Electrolisis del agua
  2. Reacción de pila comercial
Según el tipo de partícula intercambiada en el proceso
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+(ac) + BiO3-(s) → Bi3+(ac) + MnO-4(ac)

Reacciones de la química orgánica[editar]

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, etc; 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.

Factores que afectan la velocidad de reacción[editar]

  • 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.
  • 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 sólo 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,[1] 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.
  • Un 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.
  • 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.
  • Superficie de contacto: En 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.

Rendimiento químico[editar]

La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo; las reacciones secundarias que puedan tener lugar (es posible que no todos los productos reaccionen), la recuperación del 100 % de la muestra es prácticamente imposible.

El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:

Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante. Y el rendimiento depende del calor que expone la reacción.

Grado de avance de la reacción y afinidad[editar]

Desde el punto de vista de la física, representamos a la reacción como:

tal que son los coeficientes estequiométricos de la reacción, que pueden ser positivos (productos) o negativos (reactivos). La ecuación presenta dos formas posibles de estar químicamente la naturaleza (como suma de productos o como suma de reactivos).

Si es la masa del producto que aparece, o del reactivo que desaparece, resulta que:

constante . sería la masa molecular del compuesto correspondiente y se denomina grado de avance. Este concepto es importante pues es el único grado de libertad en la reacción.

Cuando existe un equilibrio en la reacción, la entalpía libre es un mínimo, por lo que:

nos lleva a que la afinidad química es nula.

Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. Kenneth Connors, Chemical Kinetics, 1990, VCH Publishers, pág. 14.

Enlaces externos[editar]