Reacciones químicas

Un cambio físico no produce una nueva sustancia. La sustancia solo cambia de estado o forma, y el cambio generalmente puede revertirse. Derretir hielo y disolver azúcar son cambios físicos.

Un cambio químico (reacción química) produce una o más nuevas sustancias y suele ser difícil de revertir. Las señales de un cambio químico incluyen un cambio de color, liberación de gas, cambio de energía o formación de un precipitado (sólido).

La velocidad de reacción indica qué tan rápido los reactivos se transforman en productos.

Teoría de colisiones

Teoría de colisiones explica qué controla la velocidad. Para que ocurra una reacción, las partículas deben colisionar, y deben hacerlo con suficiente energía. La energía mínima necesaria es la energía de activación ($E_a$). Una velocidad mayor ocurre cuando las partículas tienen colisiones exitosas con mayor frecuencia.

Lo que cambia la velocidad

Catalizadores

Un catalizador acelera una reacción pero no se consume — permanece sin cambios al final. Funciona reduciendo la energía de activación. Las enzimas son catalizadores biológicos (catalizadores que actúan en seres vivos).

Medición de la velocidad

Puedes seguir una reacción a lo largo del tiempo de estas formas:

• Cambio en la masa: coloca el matraz sobre una balanza. Si un gas escapa, la masa disminuye. Registra la masa en intervalos regulares de tiempo.
• Volumen de gas: recolectar el gas en una jeringa de gas y leer su volumen en intervalos regulares.
• Formación de un precipitado: en una reacción que se vuelve turbia, cronometra cuánto tarda en desaparecer una marca debajo del matraz.

En una gráfica de producto contra tiempo, la línea es más empinada al inicio (velocidad más rápida), se vuelve menos empinada a medida que se consumen los reactivos, y se aplana cuando termina la reacción.

Interpretación de gráficas de velocidad

Velocidad media durante un intervalo = cambio en la cantidad ÷ tiempo transcurrido.

Ejemplo resuelto. Unos fragmentos de mármol reaccionan con ácido clorhídrico y el dióxido de carbono se recoge en una jeringa para gases:

(a) Velocidad media durante los primeros 30 s $= 36 \div 30 = 1.2$ cm³/s. (b) Velocidad media entre 60 y 90 s $= (70 - 58) \div 30 = 0.4$ cm³/s: más lenta, porque las partículas de ácido se van consumiendo, por lo que las colisiones ocurren con menos frecuencia. (c) La reacción terminó aproximadamente a los 150 s, cuando el volumen dejó de cambiar. (d) El volumen total de gas es 78 cm³.

Cómo cambia la curva.

El volumen final depende únicamente de la cantidad de reactivo limitante que haya: el reactivo que se consume primero. El otro reactivo está en exceso. Acelerar una reacción produce la misma cantidad de producto, solo que antes.

Evaluación de los métodos.

• Jeringa para gases: mide el volumen con precisión (hasta aproximadamente 1 cm³), pero el émbolo puede atascarse y una jeringa para gases suele tener una capacidad de solo 100 cm³.
• Recogida del gas sobre agua en una probeta invertida: es económica y sencilla, pero no puede usarse para gases que se disuelven en agua y es difícil realizar una lectura precisa.
• Cambio de masa: es fácil de registrar a intervalos regulares, a menudo automáticamente. Coloca un tapón suelto de algodón en el cuello del matraz, para que el gas pueda escapar pero las salpicaduras de ácido no. Funciona mal con gases de baja densidad, como el hidrógeno, porque la masa perdida es demasiado pequeña para medirla con la mayoría de las balanzas.
• En todos los métodos, inicia el cronómetro en el momento en que se mezclan los reactivos y mantén constante la temperatura (a menos que la temperatura sea la variable que se modifica).

Algunas reacciones son reversibles: los productos pueden reaccionar para formar nuevamente los reactivos. Esto se representa con el símbolo $\rightleftharpoons$.

Cambio de dirección

Un ejemplo claro utiliza compuestos hidratados y anhidros:

• El sulfato de cobre(II) hidratado azul, al calentarse, pierde su agua para convertirse en sulfato de cobre(II) anhidro blanco. Añadir agua lo vuelve azul nuevamente.
• El cloruro de cobalto(II) hidratado rosa pierde agua al calentarse para convertirse en cloruro de cobalto(II) anhidro azul. Añadir agua lo vuelve rosa nuevamente.

Añadir agua al sólido anhidro (y ver que regresa el color) se usa como prueba para detectar agua.

Equilibrium

En un sistema cerrado (donde no entra ni sale materia, aunque puede haber transferencia de energía), una reacción reversible alcanza el equilibrio cuando:

• la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa, y
• las concentraciones de los reactivos y los productos ya no cambian.

Cambio en la posición del equilibrio

La posición del equilibrio indica si hay más reactivos o más productos. Puedes desplazarla:

• Temperatura: calentar desplaza el equilibrio hacia la dirección que absorbe calor (dirección endotérmica); enfriar lo desplaza hacia la dirección que libera calor (dirección exotérmica).
• Presión (gases): aumentar la presión comprimiendo los gases a temperatura constante favorece el lado con menor número de moléculas gaseosas. Si ambos lados tienen la misma cantidad, esto no desplaza el equilibrio.
• Concentración: añadir más de una sustancia desplaza el equilibrio hacia el otro lado para consumirla.
• Un catalizador no desplaza la posición del equilibrio. Solo ayuda a que la reacción alcance el equilibrio más rápido.

Proceso Haber

El proceso Haber produce amoníaco:

• El hidrógeno proviene del metano (gas natural); el nitrógeno proviene del aire.
• Condiciones típicas: una temperatura de $450\,{}^{\circ}\text{C}$, una presión de aproximadamente $200$ atm ($20\,000$ kPa) y un catalizador de hierro.

Proceso Contact

El proceso Contact convierte dióxido de azufre en trióxido de azufre:

• El dióxido de azufre proviene de quemar azufre (o calcinar sulfuros); el oxígeno proviene del aire.
• Condiciones típicas: una temperatura de $450\,{}^{\circ}\text{C}$, una presión de aproximadamente $2$ atm ($200$ kPa) y un catalizador de óxido de vanadio(V).

Por qué se eligen estas condiciones

Las condiciones son un compromiso:

• Mayor presión favorece los productos en ambas ecuaciones. Haber usa alta presión como compromiso con el costo y el riesgo; Contact usa solo baja presión porque su conversión ya es alta.
• Una temperatura más baja produciría más producto (ambas reacciones directas son exotérmicas), pero la reacción sería demasiado lenta, por lo que se usa una temperatura relativamente alta para mantener una buena velocidad.
• El catalizador acelera la reacción sin cambiar la posición del equilibrio, lo que reduce costos.

(Suplemento) Ejemplo resuelto. Explicar el efecto de aumentar la presión en el proceso Haber. Contar las moléculas de gas en cada lado de la ecuación: a la izquierda $1 + 3 = 4$, a la derecha $2$. Una mayor presión desplaza el equilibrio hacia el lado con menos moléculas de gas, que es la derecha. Por lo tanto, se produce más amoníaco. La misma cuenta para el proceso Contact da $2 + 1 = 3$ a la izquierda y $2$ a la derecha, así que una mayor presión también ayudaría allí. Pero el rendimiento a $2$ atm ya es muy alto, por lo que una mayor presión no vale su costo.

Errores comunes.

• Decir que una temperatura más alta produce más amoníaco porque «la reacción va más rápido». Una temperatura más alta hace que se alcance el equilibrio más rápido, pero la mezcla en equilibrio contiene menos amoníaco, porque la reacción directa es exotérmica.
• Decir que un catalizador da un mayor rendimiento. Da el mismo rendimiento, solo antes.
• Contar átomos en lugar de moléculas gaseosas al predecir el efecto de la presión.
• Decir que las condiciones se eligen «para obtener el mayor rendimiento». Son un compromiso entre rendimiento, velocidad, costo y seguridad.

Oxidación y reducción siempre ocurren al mismo tiempo, en lo que se denomina reacción redox. ('Redox' es la abreviatura de reducción–oxidación.)

Hay tres formas de describir la oxidación y la reducción:

• Oxígeno: la oxidación es la ganancia de oxígeno; la reducción es la pérdida de oxígeno.
• Electrones: la oxidación es la pérdida de electrones; la reducción es la ganancia de electrones.
• Número de oxidación: en la oxidación el número de oxidación aumenta; en la reducción disminuye.

Un útil recordatorio es OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain — de electrones.

Reglas del número de oxidación

El número de oxidación se indica con un numeral romano, como en hierro(II) y hierro(III). Las reglas son:

• Un elemento que no está combinado tiene un número de oxidación de $0$.
• Un ion de un solo átomo tiene un número de oxidación igual a su carga (por ejemplo, $\text{Na}^{+}$ es $+1$).
• Los números de oxidación en un compuesto suman $0$.
• Los números de oxidación en un ion suman la carga del ion.

Ejemplo resuelto. Encuentra el número de oxidación del manganeso en el ion manganato(VII), $\text{MnO}_4^{-}$. Cada oxígeno es $-2$, y hay cuatro de ellos, dando $4 \times (-2) = -8$. Los números de oxidación en un ion deben sumar la carga del ion, que aquí es $-1$. Entonces, si el manganeso es $x$, entonces $x + (-8) = -1$, lo que da $x = +7$ — exactamente lo que el (VII) en el nombre te indica. Establece el total en la carga del ion, no en cero: cero es solo para un compuesto neutro.

Agentes oxidantes y reductores

• Un agente oxidante oxida otra sustancia y se reduce a sí mismo.
• Un agente reductor reduce otra sustancia y se oxida a sí mismo.

Algunas reacciones redox muestran cambios de color claros:

• El permanganato de potasio acidificado es púrpura. Al actuar como agente oxidante se reduce y el color púrpura desaparece volviéndose incoloro.
• La yoduro de potasio es incolora. Al oxidarse se forma yodo de color rojo-marrón.

• Explica una velocidad más rápida con la teoría de colisiones: las colisiones exitosas ocurren con mayor frecuencia. La concentración, la presión y el área superficial aumentan la frecuencia con la que colisionan las partículas; una temperatura más alta hace eso y además da a más partículas suficiente energía.
• Un catalizador disminuye la energía de activación y acelera la reacción, pero no se consume y no cambia $\Delta H$ ni la posición del equilibrio.
• En el equilibrio, las velocidades directa e inversa son iguales y las concentraciones dejan de cambiar — esto no significa que las cantidades de reactivo y producto sean iguales.
• Aplicar el principio de Le Chatelier: aumentar la temperatura favorece la dirección endotérmica; comprimir gases favorece el lado con menor número de moléculas gaseosas si difieren; añadir una sustancia reactiva desplaza el equilibrio para consumir parte de ella.
• Redox — OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain of electrons. Siempre ocurren juntas, y un agente oxidante es él mismo reducido.