Reacción química

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

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

Reacciones de la química inorgánica

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 diferenteSe 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 desplazamientoUna 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. Reaccion de pila comercial
Según el tipo de partícula intercambiada en el proceso
Nombre Descripción Ejemplo
Reacciones ácido-baseAquellas reacciones donde se transfieren protonesHCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)
Reacciones de oxidación-reducciónSon las reacciones donde hay una transferencia de electrones entre las especies químicasMn2+(ac) + BiO3-(s) → Bi3+(ac) + MnO-4(ac)

Reacciones de la química orgánica

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

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.

Rendimiento químico

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:

\mathrm{rendimiento(%) = \frac {\;cantidad \;real \;de \;producto} {\;cantidad \;ideal \;de \;producto} \cdot 100}

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

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

\sum_{i=1}^{N}{\nu_i[C_i]}=0

tal que \nu_i 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 dm_i es la masa del producto que aparece, o del reactivo que desaparece, resulta que:

\left\{\frac{1}{M_i}\frac{dm_i}{\nu_i}\right\}_{i=1}^N=d\xi,

constante \forall i. M_i sería la masa molecular del compuesto correspondiente y \xi 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:

\delta G=\sum_{k}{\mu_k\nu_k}d\xi=-\mathcal{A}d\xi=0,

nos lleva a que la afinidad química es nula.

Véase también

Referencias

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

Enlaces externos

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