Reacciones químicas
La reacción química es aquel proceso químico en el cual dos sustancias o más, denominados reactivos, por la acción de un factor energético, se convierten en otras sustancias designadas como productos. Mientras tanto, las sustancias pueden ser elementos químicos o compuestos químicos.
El ejemplo más corriente de una reacción química es la formación de óxido de hierro, que resulta de la reacción del oxígeno del aire con el hierro.
Los productos que se obtienen de ciertos reactivos dependerán de las condiciones persistentes en la reacción química en cuestión, aunque, si bien es una realidad esto que se sostiene que los productos varían de acuerdo a las condiciones, determinadas cantidades no sufren ningún tipo de modificación y por tanto permanecen constantes en cualquier reacción química.
La física reconoce dos grandes modelos de reacciones químicas, las reacciones ácido-base, que no presentan modificaciones en los estados de oxidación y las reacciones redox, que por el contrario sí presentan modificaciones en los estados de oxidación.
En tanto, dependiendo del tipo de productos que resulta de la reacción a las reacciones químicas se las clasifica de la siguiente manera: reacción de síntesis, reacción de descomposición, reacción de desplazamiento o simple sustitución y reacción de doble desplazamiento o doble sustitución.
Reacciones exotérmica
Es aquella reacción química que libera energía calorífica hacia el medio que lo rodea conforme transcurre, por lo tanto aumenta la temperatura de los alrededores del sistema donde ocurre la reacción. El calor liberado se debe a que la entalpía de los productos es menor que la entalpía (▲H) de los reactantes.
Corresponden a este tipo, las reacciones de combustión, las reacciones de neutralización acido-base, y en general las reacciones de adición.
Una reacción exotérmica se puede representar en general mediante la siguiente ecuación termoquímica.
Por definición de calor de acción (▲H), se tiene:
▲H = H (productos) – H (reactantes)
Como:
▲reactantes > ▲productos
Entonces:
▲H < 0
En la siguiente gráfica se muestra la variación de la entalpía en una reacción exotérmica.
- Si el estado de activación es pequeña, la reacción es espontánea a condiciones ambientales
- Si el estado de activación es grande, la reacción no ocurre o es no espontánea a temperatura ambiental.
Ejemplo:
Dada la reacción química:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g), ▲H = – 46,2 KJ/mol
Interpretar el ▲H y plantear las ecuaciones termoquímicas correspondientes.
Solución:
Como el ▲H es negativo, entonces quiere decir que se pierde calor. Significa que se libera 46,2 KJ de calor por 1 mol-g de NH3 producido o formado.
Reacciones endotérmica
Es aquella reacción que absorbe energía conforme se lleva a cabo, debido a que la entalpía de los productos es mayor a la entalpía de los reactantes. Son reacciones que no ocurren naturalmente a condiciones ambientales, por lo tanto no son espontáneas.
En este grupo se encuentran las reacciones de descomposición térmica o pirolisis.
Una reacción endotérmica podemos representarla en general mediante la siguiente ecuación termoquímica:
Por definición:
▲H = H (productos) – H (reactantes)
Como:
H (productos) > H (reactantes)
Entonces:
▲H es positivo, ▲H > 0
Gráfica de la variación de entalpía de una reacción endotérmica.
Glosario
Elementos químicos: materia constituida por átomos de la misma clase.
Compuestos químicos: sustancia que resulta de la unión de dos o más elementos de la tabla periódica.
Reacción de síntesis: elementos o compuestos simples se unen para conformar un compuesto más complejo.
Reacción de descomposición: el compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más simples; un solo reactivo se convierte en productos.
Reacción de desplazamiento o simple sustitución: un elemento remplaza a otro en un compuesto.
Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución: los iones de un compuesto modifican lugares con los propios de otro compuesto para conformar dos sustancias diferentes.
Estado Activado: es un estado de alta energía, donde se forman muchos productos intermedio inestable y se inicia la formación de los productos.
Estado de Activación: es la mínima energía que se debe suministrar a los reactantes para que adquieran el estado activado y se inicie la reacción.
