• REACCIÓNS QUÍMICAS
• FACTORES QUE INFLUEN SOBRE A VELOCIDADE DE REACCIÓN
• ECUACIÓNS QUÍMICAS
• AXUSTE DE ECUACIÓNS QUÍMICAS
• TIPOS DE REACCIÓNS
• CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

REACCIÓNS QUÍMICAS

Pero que ocorre nunha combustión? Un combustible, sexa madeira, alcohol, gasolina, ou papel transfórmase noutras sustancias como cinzas e fume e despréndese gran cantidade de calor en forma de chama.

Unha reacción química é un proceso no que unhas sustancias, que chamamos reactivos, transfórmanse noutras, que chamamos produtos.

Pero que ocorre realmente durante unha reacción química? Ao observar unha reacción química, por exemplo unha combustión, unha fermentación ou unha oxidación, podemos pensar que se crean unhas sustancias e desaparecen outras, coma se fose maxia. É isto o que sucede? É maxia? Pois resulta que non, aínda que ás veces parézao.

Cando realizamos unha reacción nun recipiente pechado comprobamos que a masa non varía. Polo tanto a materia que temos ao principio é a mesma que temos ao final. A materia está feita de átomos, como xa vimos. Entón o que se conserva nunha reacción química son os átomos. 

Os átomos non se crean nin se destrúen durante unha reacción química. Por certo, onde se formaron os átomos entón? Observa este vídeo:

Por algo dicía Carl Sagan que somos po de estrelas. Así que xa sabes, non defraudes á estrela que levas dentro.

Cando ten lugar unha reacción química as moléculas dos reactivos chocan ata conseguir romper os enlaces entre os átomos. Eses átomos pódense agora unir doutra forma dando lugar aos produtos. É dicir, nunha reacción química rómpense enlaces nos reactivos e fórmanse os enlaces que dan lugar aos produtos. Para que isto ocorra os choques que se producen entre as moléculas dos reactivos deben ter certa enerxía e certa orientación para que sexan eficaces, para que poidan dar lugar aos produtos.

Por exemplo para esta reacción:

Pódense producir dous tipos de choques: eficaces que dean lugar a produtos, ou ineficaces que non dan lugar a produtos.

Podemos representar nun diagrama as enerxías dos reactivos e produtos dunha reacción.

Hai procesos onde se desprende enerxía, por exemplo as reaccións de combustión, nelas os produtos teñen menos enerxía que os reactivos, durante a reacción esta diferenza de enerxía libérase, dicimos que a reacción é exotérmica e que a ΔE<0.

Hai outros procesos onde se absorbe enerxía, por exemplo a disolución dalgúns sales, nelas os produtos teñen máis enerxía que os reactivos, durante a reacción esta diferenza de enerxía absórbese, dicimos que a reacción é endotérmica e que ΔE>0.

Pero o paso de reactivos a produtos non é directo como aparece neste esquema.

En 1888 o químico sueco Svante Arrhenius propón que as moléculas deben ter un mínimo de enerxía para poder reaccionar. Cando dúas moléculas chocan a súa enerxía cinética debe ter un valor mínimo para que se rompan e formen os produtos. Esta enerxía mínima que necesitan as moléculas para reaccionar chámase enerxía de activación, E_a, e ten un valor diferente para cada reacción. Unha enerxía de activación máis alta implica maior dificultade para que as moléculas dos reactivos pasen a produtos, o que diminúe a velocidade de reacción. A temperatura tamén xoga un papel importante, a maior temperatura dos reactivos maior número de moléculas poden alcanzar a enerxía de activación que lles permite pasar a produtos.

Cando os reactivos chocan para dar os produtos fano a través de estados intermedios con máis enerxía que os reactivos. Neste estado intermedio ou complexo activado estanse rompendo uns enlaces e formando outros novos. A enerxía que separa os reactivos dese estado intermedio, ou complexo activado, chámase enerxía de activación.

Canto máis alta sexa a enerxía de activación menos moléculas terán enerxía para pasar a produtos e a velocidade de reacción será máis lenta. 

Por velocidade de reacción entendemos a cantidade de reactivos que se consumen por unidade de tempo, ou a cantidade de produtos que se forman por unidade de tempo.

Por que cando iniciamos as reaccións de combustión necesitamos achegar ao combustible unha chama ou unha faísca? pois para poder superar esta enerxía de activación no instante inicial, cando a reacción iníciase a enerxía que se libera xa é suficiente para manter a enerxía de activación que as moléculas precisan para poder reaccionar.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

FACTORES QUE INFLUEN SOBRE A VELOCIDADE DE REACCIÓN

Hai unha serie de factores que afectan ás reaccións químicas. O seu coñecemento pódenos axudar a entender e modificar a velocidade dunha reacción.

1. Concentración dos reactivos.

Ao aumentar as concentracións dos reactivos aumenta a velocidade da reacción. 

Podémolo xustificar a partir da teoría de colisións. Ao aumentar a concentración dun gas fanse máis frecuentes os choques, e xa que logo o número de choques eficaces, o que dará lugar a un aumento da velocidade.

2. Natureza química, estado físico e grado de división dos reactivos.

É fácil entender que diferentes reactivos dean velocidades de reacción diferentes. A natureza dos diferentes enlaces que se teñen que romper e formar condiciona a velocidade da reacción. 

As reaccións en fase gas ou en disolución tamén adoitan ser máis rápidas que con reactivos sólidos, ou con reactivos en fases diferentes (reaccións heteroxéneas). En fase gas e en disolución son máis fáciles os choques entre moléculas o que favorece a velocidade, esta é a razón que na industria e no laboratorio trabállese preferentemente en fase gas ou en disolución.

O maior grao de división das partículas que reaccionan tamén favorecen un aumento de velocidade de reacción, auméntase a superficie de contacto entre reactivos e isto favorece un aumento de velocidade. 

3. Aumento da temperatura.

O aumento da temperatura con moi poucas excepcións produce un aumento da velocidade de reacción. Ao aumentar a temperatura aumenta a axitación térmica das moléculas, aumenta a súa velocidade, e xa que logo a súa enerxía cinética, haberá máis moléculas que alcancen a enerxía de activación o que produce un aumento da velocidade.

Esta é a razón de que todos teñamos frigoríficos nas nosas casas. A baixas temperaturas os procesos de descomposición dos alimentos e o metabolismo das bacterias se ralentizan, facendo que os alimentos se consérven durante máis tempo con plenas garantías sanitarias.

4. Presenza de catalizadores.

Os catalizadores son sustancias químicas. As súas características son:

• En pequenas cantidades aumentan notablemente a velocidade de reacción, ou no caso dos inhibidores a ralentizan.
• Non participan na reacción química, xa que logo non se consumen durante a mesma, recuperándose ao final desta.

O papel dos catalizadores é favorecer o contacto entre os reactivos, facendo que diminúa a enerxía de activación, conseguindo así que a reacción sexa máis rápida. Prácticamente non hai procesos industriais onde non participen os catalizadores. A industria non só necesita obter produtos, necesita obtelos con rapidez e a baixo custo, para o que é fundamental a utilización de catalizadores. Os inhibidores tamén teñen un papel fundamental na industria alimentaria na que ralentizan as reaccións que deterioran os alimentos.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ECUACIÓNS QUÍMICAS

   Temos que distinguir ben dúas cousas. Por unha banda o que é a reacción química, que é algo físico que ocorre, e por outro a ecuación química, que é a representación con fórmulas da reacción química.

   Por exemplo, acendemos a cociña de butano, que reacción ten lugar? Pois a combustión do butano que proporciona calor para cociñar e uns gases que non vemos pero que tamén se desprenden, da mesma forma que se consome tamén outro gas que é o osíxeno.

   Para representar mellor esta reacción usaremos unha ecuación química:

   Na ecuación química representamos a reacción química colocando á esquerda da frecha os reactivos, as sustancias que facemos reaccionar, e á dereita da frecha os produtos, as sustancias que se obteñen da reacción.

AXUSTE DE ECUACIÓNS QUÍMICAS

   As ecuaciones químicas son as representacións das reaccións químicas ou transformacións químicas, e constan de dous membros; no primeiro indícanse as fórmulas das sustancias iniciais, que se denominan reactivos, e no segundo as das sustancias que se obteñen, e denomínanse produtos. Os membros sepáranse por unha flecha (-->) para sinalar o sentido dunha reacción ou dúas flechas cos sentidos contrarios (<-->) para indicar que a reacción está en equilibrio, é dicir, que coexisten sustancias reaccionantes e produtos. 

   Por exemplo, na combustión do metano prodúcese dióxido de carbono e auga. A ecuación que representa esta reacción é:

CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

   Para que a ecuación cumpra coa lei de conservación da masa é imprescindible que estea axustada ou igualada, é dicir, que haxa o mesmo número de átomos en cada membro da ecuación. Utilízanse entón uns números, os coeficientes estequiométricos, que se colocan diante das fórmulas e indican o número relativo de moléculas.

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O 

   En determinados casos fai falta especificar o estado físico: sólido (s), líquido (l), gas (g), ou disolución acuosa (aq), en que se atopan as sustancias nas condicións da reacción. 

CH_4(g) + 2 O_2(g) → CO_2(g) + 2 H₂O_(l) 

   Nas ecuaciones axustadas podemos facer dúas lecturas: unha microscópica, por exemplo, unha molécula de metano con dúas moléculas de osíxeno produce unha molécula de dióxido de carbono e dous de auga, isto é pouco práctico aínda que didáctico porque nunca imos traballar con tan pouca materia, máis interesante é a lectura macroscópica, por exemplo, un mol de metano con dous moles de osíxeno produce un mol de dióxido de carbono e dous moles de auga. Isto será particularmente útil cando realicemos cálculos estequiométricos.

   Se na reacción interveñen ións, hai que igualar, ademais, eléctricamente, para que cumpra a lei de conservación da carga. Por exemplo: 

Zn + Ag⁺ → Zn²⁺ + Ag 

Zn_(s) + 2 Ag⁺_(aq) → Zn²⁺_(aq) + 2 Ag_(s) 

   Método para axustar ecuaciones químicas: o método máis sinxelo é o de tenteo, contaranse os átomos de cada elemento en reactivos e produtos e colocaranse os coeficientes diante das fórmulas para que os elementos queden igualados, debes deixar para axustar ao final os elementos que aparezan en varias fórmulas en reactivos ou produtos. Ten en conta que ao axustar un elemento podes desaxustar outro, xa que logo repasa todo ao final. 

   Un exemplo: Combustión do propano

C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

  O osíxeno participa en máis dun composto en produtos, deixarémolo para o final. Empezamos polo C, 3 carbonos en reactivos e 1 carbono en produtos, necesitamos 3 moléculas de CO₂ para axustalo.

C₃H₈ + O₂ → 3 CO₂ + H₂O

   Seguimos co H, 8 hidróxenos en reactivos e 2 hidróxenos en produtos, necesitamos 4 moléculas de H₂O para axustalo.

C₃H₈ + O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

   Só faltan os O, 2 osíxenos en reactivos e 3·2+4·1=10 en produtos, necesitamos 5 moléculas de O₂ en reactivos para axustalo.

C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

   Xa está a ecuación axustada, o coeficiente do propano é 1 aínda que non se escriba. Recorda que o que non podes modificar son os coeficientes de cada elemento dentro das moléculas, xa que cambiarías as sustancias, só podemos modificar o número de moléculas.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

TIPOS DE REACCIÓNS

1.- Reaccións de síntese:

2 H₂ (g) + O₂ (g) →  2 H₂O (l)

   A partir dos elementos obtemos un composto.

2.- Reaccións de descomposición:

CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g)

   Unha única sustancia descomponse en varias.

3.- Reaccións de desprazamento:

Cu (s) + 2 AgNO₃ (aq) → Cu(NO₃)₂ (aq) + 2 Ag (s)

   Un elemento máis activo reemplaza a outro menos activo nun composto.

4.- Reaccións de dobre desprazamento:

Na₂CO₃ (aq) + CaCl₂ (aq) → CaCO₃ (s) + 2 NaCl (aq)

   Prodúcese un intercambio entre dous compostos, no exemplo vese favorecido pola precipitación de carbonato de calcio.

5.- Reaccións de neutralización, ou ácido-base:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)

   Segundo o modelo de Brönsted-Lowry denomínanse tamén reaccións e transferencia protónica.

6.- Reaccións Redox: 

Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl₂ (aq) + H₂ (g)

    Tamén denominadas reaccións de transferencia de electróns.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

   Non está de máis recordar o que aprendimos o curso pasado de: MOL, MASA MOLAR, VOLUMEN MOLAR.

   Para a reacción anterior, a combustión do propano, podemos atopar unhas posibles masa que poden reaccionar e obterse, transformando os moles en masa:

C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

1 mol + 5 mol  → 3 mol + 4 mol

44g + 5·32g  → 3·44g + 4·18g

   A ecuación axustada proporciónanos a seguinte información: 1 mol de C₃H₈ con 5 moles de O₂ permítennos obter 3 moles de CO₂ e 4 moles de H₂O.

   Se calculamos as masas molares podemos dicir: 44g de C₃H₈ con 5·32g de O₂ permítennos obter 3·44g de CO₂ e 4·18g de H₂O.

   Estas relacións en masa permítennos facer cálculos químicos, que chamaremos cálculos estequiométricos.

   Exemplo: A descomposición térmica do carbonato de calcio produce óxido de calcio, ou cal vivo, e dióxido de carbono. Calcula a masa de cal que podemos obter a partir de 500g de carbonato de calcio.

Práctica: Determinación del agua de cristalización de una sal hidratada, como el CuSO₄·nH₂O

1.- Cálculos con masas.

   Son os máis sinxelos, primeiro axustamos a ecuación química, facemos unha lectura en moles, debaixo dos moles poñemos a incógnita e o dato que nos dan, e para rematar resolvemos unha proporción. Non esquezas poñer as unidades á resposta.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

2.- Cálculos con gases en condicións normais.

   Facemos o mesmo que no caso anterior, pero os moles das sustancias que sexan gases, e estean en condicións normais, poñémolos en litros, sabendo que un mol de calquera gas ocupa 22,4L en C.N.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

3.- Cálculos con reactivos en disolución.

   Cando algún dato é un volume dunha disolución de determinada concentración, debemos calcular os moles de soluto puro ou a masa de soluto puro para realizar os cálculos.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

4.- Cálculo do reactivo limitante.

   Cando se realiza unha reacción adóitase utilizar un dos reactivos en exceso para garantir dúas cousas, que o reactivo que está en menor proporción reacciona completamente e que a reacción transcorra a máis velocidade.

   Se nun problema dannos só a cantidade dun reactivo debemos supoñer que os demais están en exceso, aínda que non o digan. Pero ás veces dannos datos de dous reactivos. Neste caso debemos calcular o reactivo limitante que será o que estea en menor proporción e será o que nos condicione a cantidade máxima de produtos que podemos obter. Se os coeficientes estequiométricos fosen todos 1, bastaría comparar os moles de cada reactivos para saber o que está en menor proporción, pero se os coeficientes son distintos debemos calcular para cada reactivos o cociente entre o número de moles e o coeficiente que ten na ecuación, o reactivo con este cociente menor será o reactivo limitante e será o único que usaremos para os cálculos.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR