Las reacciones químicas

ENLACE QUÍMICO

Uniones entre átomos

La teoría del enlace químico surgió con el trabajo de Abegg

En el átomo, los electrones más estables son los situados en los niveles energéticos más profundos de la corteza atómica. Los electrones de la capa más externa se llaman electrones de valencia y a dicha capa, capa de valencia. Estos electrones son los responsables del comportamiento químico.

Estabilidad

Los cuerpos ordinarios en la naturaleza tienden a alcanzar situaciones de mínima energía, porque eso implica mayor estabilidad.

Los átomos se unen para pasar a una situación de menor energía, lo que supone mayor estabilidad.

Cuando dos átomos se unen formando un enlace químico, desprenden una energía llamada energía de enlace.

Un enlace químico se produce por la interacción electrostática entre dos núcleos y los electrones de los átomos que se unen. Sólo intervienen los electrones de valencia, quedando inalterados el núcleo y los electrones de las otras capas.

Conforme se van aproximando dos átomos, aparece una atracción entre el núcleo de uno y los electrones del otro. Simultáneamente, surge una repulsión entre los dos núcleos de carga positiva y lo mismo ocurre con los electrones de ambos, cargados negativamente.

Longitud y energía de enlace

La combinación de la atracción núcleo de un átomo-electrones del otro y las repulsiones núcleo-núcleo y electrones-electrones hace que exista una distancia de equilibrio entre los núcleos, para la cual la energía del sistema es mínima y la estabilidad es máxima. Esta distancia se denomina longitud de enlace.

Por tanto, los átomos se enlazan porque adoptan una posición de energía baja y de mayor estabilidad. Esta conclusión queda confirmada por el aporte de energía que se necesita para separar los átomos.

La energía de la molécula de H es menor que la suma de las energías de los dos átomos que la forman. Esta diferencia de energías se conoce como energía de enlace (Ee) y se define como la energía necesaria para romper el enlace entre dos átomos separándolos a una distancia infinita.

Las energías de enlace se dan en kilocalorías por mol de moléculas formadas o separadas.

La longitud de enlace se mide en Angstrom.

EH2= 103 kcal/mol ; dH2= 0,74 Å

Regla del octeto

Los gases nobles están en la naturaleza en forma atómica y no tienden a formar compuestos químicos. Los átomos de los gases nobles se caracterizan por tener todos los niveles y subniveles energéticos llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocia con la estructura electrónica de su última capa, que queda completamente llena con ocho electrones.

Así se establece la regla del octeto: los átomos, la unirse, intercambian electrones hasta adquirir 8 en su última capa. El octeto es una disposición electrónica muy estable.

El H tiene 1 electrón de valencia y le falta un electrón para adquirir la configuración electrónica estable del He.

Cada elemento está estable cuando alcanza en su última capa tantos electrones como tiene el gas noble de su período correspondiente en su última capa.

*Los gases nobles, debido a su escasa reactividad química, se emplean en entornos en los que interesa que no se produzcan cambios químicos. Por ejemplo, en el interior de las bombillas se emplea el argón. Si hubiese aire, el filamento metálico reaccionaría rápidamente con el oxígeno, inutilizando la bombilla.

EL ENLACE IÓNICO

Formación de compuestos iónicos

Cuando reaccionan elementos muy electronegativos con elementos muy electropositivos tiene lugar este tipo de enlace. Se llama enlace iónico porque los átomos, para unirse, ganan o pierden electrones, por lo que se convierten en iones. El enlace iónico suele producirse cuando se unen metales con no metales: los metales forman cationes y los no metales forman aniones.

En los compuestos iónicos no existen moléculas, sólo pueden ser cristales. La ruptura de esta red requiere un aporte de energía.

El cloruro de sodio: el mejor ejemplo

En la formación de la sal común podemos distinguir varias etapas, conocidas como el ciclo de Born-Haber:

Estructura de los cristales iónicos

Las sustancias iónicas presentan estructuras muy ordenadas, ya que los iones que las forman suelen ocupar unas posiciones en el espacio que determinan figuras geométricas. Forman estructuras como: cúbica simple, rómbica simple, triclínica, romboédrica…

Propiedades de los compuestos iónicos

• Son sólidos a temperatura ambiente. Son rígidos y funden a temperaturas muy elevadas.

• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí cuando están disueltos o fundidos.

• Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones.

• Son duros y quebradizos. La dureza es entendida como la oposición a ser rayado. El rayado supone la ruptura de enlaces por procedimiento mecánico, y este resulta difícil por la estabilidad de la estructura cristalina.

• Ofrecen mucha resistencia a la dilatación, porque esta supone un debilitamiento de las fuerzas iónicas.

• Son muy solubles en agua, y estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad.

EL ENLACE COVALENTE

Formación de sustancias covalentes

El enlace covalente se basa en la compartición de pares de electrones por dos átomos, cada uno de los cuales aporta uno de los electrones al par. Así, los dos alcanzan el número de electrones “deseado”.

Se constituye entre átomos iguales o que difieren poco en electronegatividad, es decir, átomos no metales. Estas agrupaciones ya no forman cristales, forman moléculas. Un ejemplo es el flúor. El F tiene 7 electrones, por lo que le falta uno para conseguir los 8. Si un átomo de F cede un electrón a otro átomo del mismo, y el segundo le cede parcialmente otro de los suyos al primero. El resultado es que los dos consiguen rodearse de 8 eˉ compartiendo un par de electrones.

Diagramas de Lewis

Son una manera sencilla de representar a los átomos que se enlazan. Se escribe el símbolo del átomo rodeado de tantos puntos como electrones tiene en el último nivel. Se unen los electrones que se comparten hasta que tengan los eˉ correspondientes.

Enlace covalente homopolar y heteropolar

Cuando se unen átomos iguales por un enlace covalente los electrones compartidos están simétricamente situados respecto de ambos átomos y la distribución de cargas eléctricas negativas es uniforme dentro de la molécula. A este enlace se le llama enlace covalente homopolar.

Cuando se unen átomos distintos por un enlace covalente la distribución de las cargas eléctricas negativas no es simétrica: hay mayor densidad de carga negativa en la proximidad del elemento más electronegativo, mientras que en la proximidad del otro hay mayor densidad de carga positiva. Como consecuencia, se forma una molécula con dos polos eléctricos, molécula que recibe el nombre de dipolo. Cuando una molécula forma un dipolo tiene un enlace covalente heteropolar.

La molécula de agua es un dipolo, con el polo negativo del lado del O y el polo positivo en la zona de los H. En esta molécula también se produce un desplazamiento de los núcleos de los átomos respecto a las capas electrónicas, fenómeno que se conoce como deformación atómica.

La causa de que el agua sea mejor disolvente de las sustancias iónicas es la polaridad de sus moléculas. Cuando una sustancia iónica se pone en contacto con los dipolos que forman las moléculas del agua, estos se orientan en sentido opuesto a la polaridad del ion y provocan una disminución de la fuerza de tracción electrostática entre los iones del cristal hasta lograr su disgregación.

Cuando los iones que forman el cristal se separan quedan rodeados por el disolvente, lo que les impide reagruparse de nuevo. Este fenómeno se llama solvatación y los iones rodeados por los dipolos, iones solvatados.

Enlace covalente coordinado o dativo

Este enlace sucede entre átomos distintos. El enlace covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de eˉ compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador y le que lo recibe, receptor. El enlace coordinado se representa por medio de una flecha que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno.

Propiedades de las sustancias covalentes

• Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.

• Cuando son cuerpos sólidos, son relativamente blandos y malos conductores térmicos y eléctricos.

• Son bastante estables y de escasa reactividad (el enlace covalente es fuerte).

La molécula de agua

Esta sustancia, formada por el enlace covalente de dos átomos de H y uno de O es imprescindible para la vida. Algunas de sus funciones más importantes son:

• Es el disolvente más universal, y muchas reacciones bioquímicas se llevan a cabo en solución acuosa.

• Los medios de transporte de nutrientes en los organismos se llevan a cabo en líquidos, como la sangre.

• Ayudan a regular la temperatura de los seres vivos, como el sudor.

Durante muchos años, fue considerada un elemento. En 1770, Cavendish demostró que era el producto resultante de la combustión de H y aire, y Lavoisier supuso que era una combinación de H y O. En 1895, Morley demostró que la proporción de masa era 2 unidades de masa del H por 16 del O.

Hoy se sabe que los dos átomos de H están unidos al O por un enlace covalente. Pero esta molécula no es lineal, tiene la forma de manera que las direcciones de los enlaces O_H forman un ángulo estimado de 105º. Las uniones son tales que cada H comparte con el O un par de eˉ. Pero la pareja está mas cerca del O que del H, por lo que es una molécula polar, ya que el H tiene cierta carga positiva y el O cierta carga negativa. Ello hace que las moléculas de agua se atraigan entre sí, de forma que los H atraigan a los O de otras moléculas. Ese enlace, conocido como enlace por puentes de hidrógeno, es intermolecular (entre moléculas) y es bastante más débil que el enlace covalente entre los componentes de la molécula.

Las fuerzas intermoleculares son responsables de que el agua, a diferencia de otros hidruros, posea una temperatura de fusión y ebullición anormalmente altas.

Cuando el agua está en estado sólido, las moléculas de agua, unidas entre sí por puentes de hidrógeno, tienen forma geométrica tetraédrica. Cuando se calienta el hielo por encima del punto de fusión, la red se desmorona, ya que no todas las moléculas siguen unidas por puentes de hidrógeno. Por ello se aproximan entre sí, haciéndose el conjunto más compacto. En consecuencia, el agua líquida es más densa que el hielo y alcanza un máximo de densidad a los 4ºC, donde comienza a descender ligeramente. Las diferencias de densidad son muy pequeñas. Por ello, si se mete una botella de agua en el congelador estalla, ya que el hielo ocupa más espacio.

Cuando se evapora el agua y hay pequeñas partículas cargadas en el aire, como el polvo, la polaridad del agua hace que se sienta atraída por estas partículas, por lo que se produce la niebla.

EL ENLACE METÁLICO

Formación de cristales metálicos

Los átomos del metal se distribuyen en el espacio de forma muy ordenada, determinando estructuras cristalinas geométricamente regulares llamados cristales metálicos.

La formación de los cristales metálicos sucede así:

• Todos los átomos se desprenden de los pocos electrones que les sobran para alcanzar los eˉ deseados. El conjunto de electrones forma la nube electrónica o gas electrónico.

• Los cationes resultantes se empaquetan conformando un cuerpo geométrico regular. Como son cargas eléctricas del mismo signo, tienden a repelerse entre sí, pero la nube electrónica se mueve entre los huecos dándole consistencia y estabilidad.

En las sustancias metálicas sólo hay cristales, no moléculas. La fórmula de un metal se representa simplemente con el símbolo del elemento.

Propiedades de los metales

• Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, el galio y el cesio, que son líquidos.

• Se pueden deformar fácilmente: son maleables (pueden extenderse en láminas) y dúctiles (pueden formar hilos)

• Son conductores térmicos y eléctricos.

• Tienen elevados puntos de fusión y de ebullición.

• Poseen brillo metálico y densidad elevada, excepto el litio, el sodio y el potasio, que son menos densos que el agua.

CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS

Cambios físicos

Los cambios en los que no hay variación en la composición de la materia, en los que la sustancia inicial es la misma que en la final, se llaman cambios físicos. Por ejemplo, el cambio de estado, forma, tamaño…

Cambios químicos

Un cambio químico es una transformación en la composición de la materia, es decir, una o varias sustancias se transforman en una u otras diferentes. Por ejemplo, las combustiones, oxidaciones o descomposiciones. Los cambios químicos se describen por una reacción química.

Algunos indicios que se producen en los cambios químicos son el cambio de color, la aparición de burbujas o el cambio de temperatura.

Cambios artificiales

Son los cambios forzados por las personas. Algunos son beneficiosos, como los medicamentos que curan enfermedades. Otros dañan el medio ambiente, como los insecticidas.

LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas

En una ecuación química hay dos términos: el de la izquierda, son los reactivos, expresados en los símbolos correspondientes y separados por un signo más. A la derecha están los productos, expresados de la misma forma. Entre ambos términos suele ponerse una flecha que indica que se produjo una reacción química. Reactivos → Productos.

Toda reacción química debe estar ajustada.

Información que proporciona una ecuación química ajustada

• Las fórmulas de los reactivos y su estado de agregación

• El número de átomos que interviene de cada elemento

Desde un punto de vista microscópico:

• Proporción entre el número de moléculas

• La masa se calcula a partir de la masa molecular

Desde un punto de vista macroscópico:

• Proporción entre el número de mol

• Volumen (sólo con los gases)

• La masa se calcula a partir de la masa molar

LAS LEYES PONDERALES

Se denominan leyes ponderales de las reacciones químicas aquellas que establecen las proporciones de los pesos en cualquier proceso químico.

Ley de conservación de la masa (Lavoisier)

En una reacción química, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

Ley de las proporciones definidas (Proust)

Los reactivos que intervienen en una reacción química lo hacen siempre en una relación de masa constante.

Ley de las proporciones múltiples (Dalton)

Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están en relación de números enteros y sencillos.

CANTIDAD DE SUSTANCIA

Masa molecular

La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que integran la molécula.

Ej: masa molecular del H2O= (2·1)+16=18u

La masa molecular es relativa y adimensional, ya que la comparamos con otra masa, la del carbono-12. Por ejemplo, si decimos que la masa molecular del agua es 18, indicamos que es 18 veces mayor que la doceava parte del átomo del carbono-12.

El mol

Para relacionar ka masa de los átomos y las moléculas con una cantidad fácil de medir, se definió la cantidad de sustancia y su unidad, el mol. Según la IUPAC, el mol es la cantidad de sustancia que tiene el mismo número de partículas como átomos hay en 12g de C-12.

Se puede decir que un mol de cualquier sustancia equivale a la masa molecular expresada en gramos.

Ej: La masa molecular del H2O es 18u: un mol de agua son 18g de agua.

Para calcular los mol de una sustancia se dividen los gramos de sustancia entre la concentración molar: n(mol)=m(g)/M(g/mol)

Número de Avogadro

En 1811, Avogadro determinó que en un mol hay 6,022·1023 partículas. Este número se representa como NA (número de Avogadro). Así, hay otra definición de mol: es la cantidad de sustancia que tiene 6,022·1023 partículas.

Gay-Lussac descubrió que, en los gases, un mol ocupa 22,4L en c.n. (condiciones normales: 273K de temperatura y 1atm de presión).

AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS

Para ajustar una ecuación química debemos escribir coeficientes delante de las fórmulas de cada sustancia. A estos números se les denomina coeficientes estequiométricos.

Ajuste por tanteo

Se hace mentalmente, comprobando los átomos que intervienen de cada elemento tanto en la derecha como en la izquierda, hasta que haya el mismo número de cada átomo.

Ajuste sistemático

Se escribe la ecuación química y se utilizan coeficientes genéricos para cada una de las sustancias. Eso nos proporciona una ecuación algebraica:

Se resuelve el sistema de ecuaciones asignando un valor arbitrario a uno de los coeficientes, por ejemplo a=1. Entonces, c=1, b=2 y d=1.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Clasificación de las reacciones químicas

• Reacciones de combinación o síntesis. Son aquellas en las que dos o más sustancias simples, elementos o compuestos, reaccionan para dar un único compuesto más complejo.

• Reacciones de descomposición. Son aquellas en las que una sustancia se transforma en otras más sencillas debido a un aporte energético, que puede ser mediante calor o energía eléctrica.

• Reacciones de sustitución o desplazamiento. Son aquellas en las que un elemento de un reactivo se sustituye o intercambia por un elemento del otro reactivo, formando productos diferentes.

• Reacciones de doble desplazamiento. Son aquellas en las que hay un intercambio de elementos en dos o más compuestos en la reacción.

Reacción de combustión

La combustibilidad es una propiedad característica de la materia que permite diferenciar las sustancias que arden de las que no arden. La combustión es un tipo de reacción química en la que los reactivos son el combustible y el O2, y los productos suelen ser (no siempre) CO2 y H2O.

Las reacciones de combustión son exotérmicas, ya que desprenden energía.

Ácidos y bases

Los ácidos son sustancias que en solución acuosa forman iones H+ (aq) y las bases son sustancias que disueltas en agua producen iones OHˉ (aq).

Características de los ácidos:

• Sabor agrio

• Desprenden H al reaccionar con algunos metales

• Reaccionan con el mármol y desprenden CO2

• Reaccionan con las bases para dar sales.

Características de las bases:

• Sabor amargo

• Son untuosos al tacto

• Reaccionan con las grasas para dar jabones

• Reaccionan con los ácidos para dar sales

Para cuantificar el carácter ácido o básico de una sustancia empleamos la escala de pH, que es una escala de números del 1 al 14.

Si el pH es menor que 7, la sustancia es ácida. Si el pH es 7, la sustancia es neutra. Si el pH es mayor que 7, la sustancia es básica.

Esta escala de números se asocia a una escala de colores, que son los que adopta el papel indicador, o papel tornasol, en contacto con el ácido o la base.

La reacción de neutralización es la reacción entre los iones H+ y OHˉ para dar H2O. Ácido+Base=Sal+H2O.

¿CÓMO SE PRODUCE UNA REACCIÓN QUÍMICA?

Teoría de colisiones

Fue propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis. Esta teoría afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o choque.

El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y debe cumplir ciertos requisitos:

• Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos.

• Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

Los choques que no cumplen estas condiciones no dan lugar a la reacción, y se denominan choques ineficaces.

A veces, en el paso de reactivo a producto se realiza mediante la formación de un compuesto intermedio o complejo activado, que luego se transformará en los productos.

Velocidad de reacción

Es la cantidad de sustancia transformada por unidad de tiempo. Se mide en mol/(L·s).

nreactivos= nº de mol de reactivos que han reaccionado

nproductos= nº de mol de productos que se han formado

Factores que afectan a la velocidad de una reacción química

• Temperatura. Al aumentar la temperatura, también aumenta la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad de reacción. Aproximadamente, por cada 10ºC de aumento, la velocidad se duplica.

• Grado de pulveración de los reactivos. Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulveración, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre partículas.

• Naturaleza química de los reactivos que intervienen en la reacción. Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación muy alta, entonces será muy lenta, o muy baja, entonces será muy rápida.

• Concentración de los reactivos. Si están en disolución o son gases, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más cantidad de partículas en el mismo espacio, aumentará la cantidad de colisiones.

• Catalizadores. Son sustancias que facilitan la reacción modificando el mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química. Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos, por lo que cada uno sólo sirve para determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, ya que no es reactivo.

LA ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Energía o calor de reacción

Se llama energía de una reacción química a la energía absorbida o desprendida por el reactivo. El valor de la energía de reacción depende de las condiciones de presión y temperatura y de la cantidad de sustancia que se transforma. Los valores de la energía de reacción se expresan por mol de producto formado o reactivo gastado, y en c.n. (condiciones normales: 1atm y 273K).

Energéticamente, las reacciones pueden ser:

• Exotérmicas. Transcurren con desprendimiento de energía. Eproductos<Ereactivos. A+B→C+Energía

• Endotérmicas. Transcurren con absorción de energía. Eproductos>Ereactivos. A+B+Energía→C

Ej: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) - 395 KJ

Es decir, por cada mol de C el sistema necesitará 395KJ para reaccionar.

Puede ocurrir que, en algunos casos, para que comience la reacción sea necesario un aporte de energía llamada energía de activación (Ea). Por ejemplo, en la reacción de combustión del butano necesitamos una chispa eléctrica para que la reacción comience. La presencia de un catalizador hace que la energía de activación de las reacciones disminuya, por lo que el número de choques eficaces aumenta y también aumenta su velocidad.

Calor de formación y calor de combustión

Hay dos tipos de energías o calores especialmente interesantes:

• Calor de formación de un compuesto. Es la energía absorbida o desprendida en la reacción para formar un mol de productos.

• Calor de combustión. Es el calor desprendido en el proceso de combustión de un mol de sustancia.

Para medir los calores de reacción (Q) se utiliza el calorímetro, que consta de un recipiente aislado en el que se produce la reacción, un agitador y un termómetro, que indica la temperatura al comienzo y al final de la reacción:

Donde m es la masa de la sustancia, ce su calor específico y Ti y Tf, las temperaturas inicial y final.

Energía de enlace

Para que una o varias sustancias se transformen en otras tiene que haber una reorganización de átomos y para ello se tienen que romper unos enlaces y formarse otros nuevos. La ruptura y formación de enlaces lleva asociada una absorción y un desprendimiento de energía. Para romper un enlace se necesita un aporte de energía, llamado energía de enlace. Una vez formado el enlace, se desprende esa misma cantidad de energía.