2c-Reacciones Químicas. Ecuación química. Leyes Fundamentales de la Química.

Reacciones Químicas.

Las transformaciones químicas, cambios químicos, o reacciones químicas, son aquellas en las que unas sustancias se transforman en otras sustancias diferentes.

Se obtiene una nueva sustancia con otra naturaleza y con propiedades distintas a las originales. Son ejemplos de reacciones químicas :



1-Elementos de una reacción química

En una reacción química se pueden diferenciar claramente dos partes , los denominados reactivos y los productos

     Sustancia A + Sustancia B    ----->   Sustancia C + Sustancia D
                      reactivos                                 productos

Reactivos son las sustancias que hay antes 
de que se produzca la transformación química 
y que después de esta desaparecen.

Productos son las sustancias que existen después  

de que se produzca la transformación química 

y que antes no existían.

Observando lo que ocurre en el interior de la reacción, desde el punto de vista macroscópico y microscópico vemos que, cuando se produce un cambio químico se rompen determinados enlaces (en los reactivos) y se forman nuevos enlaces (en los productos). Por lo tanto un cambio químico consiste en el proceso en el que los átomos cambian la forma en la que se unen.

2-Propiedades o características de las reacciones químicas.

2-a-Energía de reacción:

En toda reacción química se absorbe o desprende energía, normalmente en forma de calor y/o luz. Esto se debe a que al romperse los enlaces químicos, y formarse otros nuevos enlaces, se gasta y se gana energía. Por lo tanto si el balance entre lo que se gasta y lo que se genera es positivo, estoy generando energía (y su es negativo la deberé aportar).

Atendiendo a los aspectos energéticos las reacciones se clasifican en: 

-Exotérmicas : Desprenden energía en forma de calor, fuego, etc. Formación del agua.
H2 (g) + O2 (g) -->  H2O (l) 

-Endotérmicas: absorben energía , se les debe entregar energía en forma de calor, electricidad, etc. Ejemplo descomposición del agua.

2 H2O (l)  --> 2 H2 (g) + O2 (g) 

2-b-Mecanismos de reacción. 
" Teoría de colisiones". Hemos comentado que en las reacciones químicas se producen procesos de ruptura y formación de enlaces químicos). Por lo tanto, el mecanismo de una reacción, se explicar con el mayor detalle posible como se producen los cambios de los reactivos para llegar a los productos. Esto implica indicar la posición de los átomos y la formación y ruptura de los enlace a lo largo del proceso de reacción.

Esto se conoce como la “teoría de las colisiones” explica los mecanismos de las reacciones. Esta teoría sostiene que para que se produzca una reacción deben cumplirse tres condiciones:

-“Las moléculas de los reactivos tienen que chocar entre sí”

-“Estos choques  deben de producirse con energía suficiente de forma que se puedan romper y formar enlaces químicos.”

-“En el choque debe haber una orientación adecuada para que los enlaces que se tienen que romper y formar estén a una distancia y posición viable.”

Por ejemplo: 

 2-c-Velocidad de reacción.

Se denomina velocidad de reacción a la velocidad con que desaparecen los reactivos o aparecen los productos. Esta puede ser instantánea o demorar años. y Depende de varios factores.
Cuando reaccionan dos o más sustancias se producen nuevos materiales denominados productos. Esto ocurre en un tiempo determinado, y todo depende de un conjunto de factores que influyen en la rapidez de reacción, tales como: 
naturaleza de los reaccionantes, 
grado de subdivisión de los reaccionantes, 
concentración de los reaccionantes, 
temperatura de la reacción y 
presencia de sustancias que facilitan la reacción (catalizadores).
Todos estos factores hacen que unas reacciones sean más rápidas y otras más lentas: podemos determinar la rapidez con que reaccionan dos sustancias, tomando en cuenta la cantidad de sustancia transformada o producida en función del tiempo.

La combustión es una 

reacción química de extrema rapidez 

Factores que influyen en la rapidez de una reacción quimica

2-d-Reversibilidad

Según la dirección de la reacción si las reacciones puedan generar nuevamente los reactivos o permanezcan los productos formados se clasifican en:

-Irreversible: Una reacción irreversible es una reacción química que se verifica en un solo sentido, es decir, se prolonga hasta agotar por completo una o varias de las sustancias reaccionantes  y por tanto la reacción inversa no ocurre de manera espontánea. Reacción química que se genera en una sola dirección, es una reacción directa. Ejemplo:

HCl (aq)+ NaOH(aq) --> NaCl(s) + H₂O(l)

-Reversible: Las reacciones reversibles son aquellas en las que los reactivos no se transforman totalmente en productos, ya que éstos vuelven a formar los reactivos, dando lugar así a un proceso de doble sentido que desemboca en equilibrio químico.Reacción química que se genera en dos direcciones. Ejemplo:

2Cl₂ + 2H₂O --> 4HCl +O₂

3-Tipos o clases de reacciones químicas.

3-a-Reacciones de síntesis, composición, o adición:

Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor

           Ej. :     A+B  ---> AB

Fabricación de un ácido

Cl2(g)+ H2(g) → 2HCl (g)

Oxidación

Fe(s) + O2(g) → FeO (s)

3-b-Reacciones de descomposición: 

Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras más sencillas:

                                                       Ej. :     AB  --->   A + B

Por acción de l calor se descompone la piedra caliza.

CaCO3  →  CO2 + CaO

3-c-Reacciones de simple sustitución: 

Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes :

                      Ej. :  A + BC -->   AB + C

Si un metal  se sumerge en un ácido, desplazará al hidrógeno del ácido.

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

3-d-Reacciones de doble sustitución: También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando hay intercambio de elementos entre dos reactivos, de esta manera originan nuevas sustancias.

                   Ej. :   AB + CD -->  AC + BD

CuCl2(s) + 2NaOH(aq) --> 2 NaCl(s) + Cu(OH)2(aq)
cloruro de         hidroxido         cloruro          hidroxido
cobre              de  sodio          de  sodio       de  cobre
  

  

4-Reacciones químicas importantes. 

Reacción de Combustión. 

Reacción Redox. 

Reacción de Neutralización

a)Reacción de combustión

En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y como consecuencia se desprende calor y/o luz.  Las sustancias orgánicas pueden presentar reacciones de combustión completa o incompleta:

En la reacción de combustión completa se forma como producto final CO2 y H2O (en caso de sustancias orgánicas)

Ej. :   C  (s)  +  O2 (g)  -->  CO2 (g)  + H2O (l)

En caso de las reacciones de combustión incompleta, se produce cuando el oxígeno es insuficiente. En esta reacción  se produce CO y H2O, inclusive a veces se produce carbón en forma de tizne.

Ej. :   C  (s) +  O2 (g)  -->  CO (g)  +  H2O (l)

b)Reacción redox

Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción , o simplemente, reacción "rédox", a toda reacción química en la que átomos transfieren uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.​
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, debe haber al mismo tiempo un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte como arte de la reacción:

-El agente que se oxida  es aquel elemento químico que cede electrones

-El agente que se reduce es aquel elemento químico que capta electrones.

Cuando se juntan elementos químicos que ceden electrones con uno que los acepta, queda establecido lo que se llama un «par rédox». Son dos semirreacciones que al sumar ambas se forma la reacción completa.

 -Semirreacción de oxidación:                                        (pierde electrones)

 -Semirreacción de reducción: 
            (gana electrones)

Se representa más comúnmente, la llamada ecuación general:

${\displaystyle {\ce {Fe + Cu^2+ -> Fe^2+ + Cu}}}$

El caso más común es la oxidación del hierro. En este caso, el hierro (por ejemplo clavos, chapas, etc) pierde electrones, reaccionando con el oxígeno del aire que capta electrones. El medio es el agua de la humedad del ambiente, generando un compuesto nuevo, el oxido de hierro. 

Se produce un cambio en el estado de oxidación (electrones de valencia), al pasar de reactivos a productos. 

Se debe considerar que los átomos en sus estados naturales tienen estado de oxidación cero, o sea sus electrones que naturalmente poseen y en los compuestos formados es diferente. (Ver mas adente)

 Fe (0) ---> Fe (+3)
O (0)   ---> O   (-2)

Ejemplos de reacciones redox:
Las reacciones redox son la base del funcionamiento de las pilas o baterías y cubas electrolíticas.
El par redox produce una corriente de electrones. Esto tiene consecuencias muy importantes de uso cotidiano. Pilas y baterías.

Por otra parte el uso de una corriente de electrones puede generar un nuevo compuesto. Este proceso llamado electrólisis,  que sirve para hacer baños de diferentes metales (níquel, cromo, oro) sobre soportes variados (metales varios o plásticos) . Ejemplo cromados, niquelados, dorados, plateados, etc.

Pila o baterías secas :
Están formadas por un recipiente que contiene ambas semirreacciones separadas en un medio pastosos (no hay solución acuosa). La pila seca común es la pila de zinc-carbono, que usa una celda con una tensión nominal de 1,5 voltios.



Electrólisis.
Este proceso l que sirve para hacer baños de diferentes metales (níquel, cromo, oro) sobre soportes variados (metales varios o plásticos) . Ejemplo cromados, niquelados, dorados, plateados, etc.

Importante
Número de oxidación
Se define como el número que indica la cantidad de electrones valencia que intercambia un un elemento, al cual se le agrega el signo + ó - .

Criterios para asignar el número de oxidación
1-El número de oxidación para un elemento sin combinar, de las moléculas simples o biatómicas, es igual a cero.
Ejemplo: Al, H2, O2, Br, etc.
2-La suma algebraica de los números de oxidación es igual a cero. Ejemplo: Na+1Cl-1 = 0
3. El H tiene número de oxidación igual a +1, excepto en hidruros en el que tiene número de oxidación -1.
Ejemplo: H+1ClO, KOH+1, Hidruros: MgH2-1, LiH-1.
4-El O tiene número de oxidación igual a -2, excepto en peróxidos en el que tiene número de oxidación -1.
Ejemplo: CO2-2, Al2O3-2, H2O-2. Peróxidos: K2O-1, H2O2-1
5-El número de oxidación de los metales es siempre positivo e igual a la carga del ión: KBr, MgSO4 Al (OH)3.
6-El número de oxidación de los no metales en compuestos binarios son negativos y en ternarios son positivos. Binarios: KCl-1, ternarios: K2CO3-2
7-El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es -1. HF- 1, HCl-1, NaCl-1, CaF2-1
8-El número de oxidación del azufre en sus hidrácidos y sus sales es -2. Ejemplo: H2S-2, Na2S-2, FeS-2

La oxidación se define por lo tanto como el aumento de valencia por la pérdida de electrones y por el contrario, la reducción es la disminución de valencia por la ganancia de electrones. En una reacción de oxido-reducción (redox), debe identificarse los componentes que cambian su número de oxidación, es decir, quien se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante).

c)Reacción de neutralización

Una reacción "ácido-base" o "reacción de neutralización" es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base produciendo una sal y agua.

La palabra "sal" describe cualquier compuesto iónico cuyo catión provenga de una base (puede ser hidróxido,  el Na⁺ del NaOH) y cuyo anión provenga de un ácido (puede ser cloruro  Cl^- del HCl). 

Se les suele llamar de neutralización porque al reaccionar un ácido con una base, estos neutralizan sus propiedades mutuamente produciendo una molécula de agua.

Definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base

Este es un concepto ácido-base , desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, fue utilizado para proporcionar una definición  moderna en el que establecía la presencia de iones en disolución acuosa en 1884. 

Las reacciones ácido-base se caracterizan por que:

- los ácidos  se disocian formando  "cationes hidrógeno o hidrogenión (H+) 

sabor ácido 

- las álcalis se disocian  formando  "aniones hidroxilo, oxhidrilo,  (OH−).
sabor amargo

La definición de Arrhenius se puede resumir como "los ácidos en disolución acuosa, forman cationes hidrógeno, mientras que las bases de forman aniones hidroxilo".

H⁺ _(aq) + OH⁻ _(aq) --> H2O _(l)

H2O _{(l)  -->}  H⁺ _(aq) + OH⁻ _(aq) 

Definición de pH
El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución de un compuesto químico. Considerando

                                                 H₂O_(l)-->  H⁺ _(aq) + OH⁻ _(aq)

                                                           1      =  10 (-7)    .   10(-7)

                        

                                              entonces     pH   = - log10 (H+)  

El pH indica la concentración de iones hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.
La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones.
Actualmente en química, la p significa «cologaritmo decimal de».

Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo de base 10 o el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. 

Esta expresión es útil ya que el valor del logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones varía entre 0 y 14.  Esto es:

Medición del pH
El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un instrumento eléctrico (potenciómetro), también conocido como pH-metro (pehachímetro), un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos.
El pH de una disolución se puede medir también de manera aproximada empleando colorantes indicadores. 

El indicador más conocido es el papel de litmus o papel tornasol. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

Dependiendo del pH del suelo, la hortensia puede poseer flores rosas o azules. 

En suelos ácidos (pH < 7) las flores son azules; 

en suelos básicos (pH > 7) son rosas

5-La reacción química como ecuación química

5-1-Conceptos previos:
*Configuración electrónica. Representación de un átomo.
*Valencia.
*Número de oxidación
*Regla del octeto
*Propiedades periódicas: Electronegatividad.
*Enlace químico.

El lenguaje de la química es universal, ya que independientemente del idioma en el que estén escritas las reacciones químicas, éstas se escriben de igual manera.
Se representa cada elemento o compuesto químico por su fórmula reducida, o el símbolo químico que corresponda.

“Una reacción química puede se representarse mediante una ecuación química”

Para describir una transformación química, o reacción química, como una ecuación química se deben seguir las siguientes reglas:
-Se utilizan las fórmulas químicas reducidas para todos los compuestos químicos o elementos que participan de la reacción.
-Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la reacción. Si es reversible, hay una doble flecha.
-A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento, ya sea si el elemento se encuentra solo (O₂) o forma parte de un compuesto (H₂O).

-La cantidad de sustancia (moles), y por tanto, de la masa puesta en juego está representada por la masa de la fómula del compuesto o de cada elemento.
-El volumen de las sustancias gaseosas (moles) se representa por la fórmula del gas y se calculan a presión y temperaturas arbitrariamente normales .
-La cantidad de sustancia (moles) de cada elemento o compuesto químico, pueden tener adelante números enteros o fracciones que afectan cada fórmula.

2 Na (s) + 1/2 O2 (g) --> 1 Na2 O (g)

-El estado físico de las sustancias que intervienen, y son:
(s) = sólido (m) = elemento metálico. (l) = líquido. (g) = gas.
(aq) = disolución acuosa


Se debe señalar que en caso de gases 1 mol de gases, en condiciones normales de presión y temperatura ( 1 atmósfera de presión y 273 ºK), tiene 22, 4 litros.
Por ejemplo
H2O(l) --> O2(g) + H2(g)
18,013 gr 22,4 l 22,4 l

6-Estequiometría 

La estequiometria (del griego stoicheion "elemento" y metron "medida") se basa en un principio fundamental la ley de la conservación de la masa : La masa total de todos los compuesto antes de la reacción es igual a las masas presentes después de una reacción.
Para que exista la misma cantidad de sustancias reacionantes y productos, la ecuación química se dice que será ajustada o equilibrada.
Para equilibrar o ajustar las reacciones químicas, se ponen delante de las fórmulas unos números llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y moléculas que intervienen en la reacción.

Para ajustar se sigue el método denominado de tanteo. Este considera una estimación de coeficientes por conteo directo de los átomos de los reactivos y de los productos, para posteriormente igualarlos mediante el empleo sucesivo de diferentes coeficientes, hasta obtener la ecuación balanceada.

 Eje: Na (s) + O2  (g) --> Na2 O (s)

1. Contar el número de átomos de cada lado de la reacción, observar que en el producto se carece de un oxigeno, colocar el coeficiente que iguale los valores correspondientes.

Na + O2 --> 2Na2 O

2. Observar que en el producto, ahora existen 4 átomos de sodio, por lo que se balancea con un coeficiente 4 en el reactivo.

4Na + O2 --> 2Na2 O

3. Otra forma es usar coeficientes fraccionarios
 2Na +1/2 O2 --> Na2 O

Nota:

Los coeficientes situados delante de las fórmulas, son los únicos números en la ecuación que se pueden cambiar, mientras que los números que aparecen dentro de las fórmulas son intocables, pues un cambio en ellos significa un cambio de sustancia que reacciona y, por tanto, se trataría de una reacción distinta.

Ejemplos:

7- Leyes fundamentales de la Química.

La revolución de la Química tuvo lugar a finales del siglo XVIII, con más de un siglo de retraso con respecto a la Física.

La causa de esto hay que buscarla en la dificultad de estudiar los complejos sistemas químicos, que requerían nuevas técnicas de trabajo experimental y una mejora en la precisión en las medidas de las masas y los volúmenes que aparecen en las reacciones. En el siglo XVIII mejoraron las técnicas y se concedió la debida importancia a la medida, lo cual permitió descubrir y enunciar leyes.
Las Leyes fundamentales, son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas. Establecen relac

iones entre los reactivos y productos en una reacción química.

---LEY DE CONSERVACION DE MASA. LEY DE LAVOISIER

En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos resultantes. La ley de conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la identidad de los elementos químicos, que resulta indispensable en el balanceo de ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en cualquier reacción química se conserva la masa. Es decir: la materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma.

El experimento que planteó fue producir Sulfuro cúprico. Así, según Lavoisier, en la reacción del cobre con el azufre para originar sulfuro cúprico, mediante:

Cu + S --->  CuS

Resulta que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y producen 6,02 g de CuS. Es decir, que: en una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye, sólo se reorganiza.

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---LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES. LEY DE PROUST

En 1799, J. L. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un compuesto determinado, dos o más elementos químicos se unen entre sí, siempre en la misma proporción de peso.

“ Cuando se combinan dos o más elementos para dar un compuesto determinado, siempre lo hacen en la misma proporción fija, con independencia de su estado físico y de la manera de obtenerlo. “


El experimento que propuso es producir el carbonato cúprico, demostrando que la composición del carbonato cúprico era siempre la misma, cualquiera que fuese su método de obtención en la naturaleza o en el laboratorio: 5 partes de cobre, 4 de oxígeno y 1 de carbono. Por tanto: los elementos se combinan para formar compuestos, y siempre lo hacen en proporciones fijas y definidas.

---LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES. LEY DE DALTON.

Puede ocurrir que dos elementos se combinan y , en vez de producir un solo compuesto, generen 2 o más compuestos (caso no previsto en la ley de Proust).
En 1808, Dalton concluyó que los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan una relación expresable por lo general mediante un cociente de números enteros pequeños.
Dalton formuló esta ley en 1802 y es una de las leyes estequiométricas más básicas. La enunció de esta manera :

“Cuando dos elementos se combinan para formar varias sustancias compuestas, mientras la masa de uno de los elementos permanece constante en dichas sustancias, las masas del otro elemento guardan entre sí una relación de número enteros y pequeños”. 

--LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS. LEY DE RICHTER.

Esta ley es también conocida como ley de Richter en honor al químico alemán Jeremías Richter (1762-1807), quien en 1792 esbozó dicha ley al estudiar fenómenos de neutralización de ácidos con bases, y, aunque formalmente no enunció la ley, tuvo el mérito de realizar dichas experiencias antes de establecerse las leyes de Proust y de Dalton.

La generalización de este hecho a otros ejemplos ha llevado a enunciar la ley de las proporciones recíprocas de la siguiente manera:

" las masas de los elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí"

---LEY DE COMBINACION DE GASES . LEY DE GAY LOUSAC

O ley de volumenes de combinbación de gases

“A temperatura y presión constantes , los gases que participan de una reacción química, guardan una relación de números sencillos". 

---CONSTANTE DE AVOGADRO.

La ley de Avogadro permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases, estudiando los volúmenes en los que reaccionaban. Por ejemplo: el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionasen con un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes), significaba que una única molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. De esta forma, Avogadro podía calcular estimaciones más exactas de la masa atómica del oxígeno y de otros elementos, y estableció la distinción entre moléculas y átomos. En química y en física, la constante de Avogadro es el número de entidades elementales (normalmente átomos o moléculas) existentes en un mol de una sustancia cualquiera. El término histórico número de Avogadro fue un concepto similar al actual, pero ya obsoleto.

Concepto de mol

Es el número de Avogadro (N_A= 6,022 · 10²³) de átomos o moléculas.

En el caso de un N_A de átomos también suele llamarse átomo-gramo. Es, por tanto, la masa atómica o molecular expresada en gramos.

Definición actual dice que   mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (¹²C).

Cálculo del número de moles.

Si 1 en M (masa atómica o molecular)(g) hay 1 mol en  m (g) habrá  n moles.