Son procesos que involucran la destrucción de algunas moléculas y la creación de otras nuevas.

Estos procesos están acompañados por un intercambio energético, en general, sustancialmente mayor que el de las transformaciones físicas, aunque mucho menor que las nucleares.

EJEMPLOS

FÍSICOS QUÍMICOS NUCLEARES

Cambios de estado, disolución, separación de fases, difusión.

Oxidaciones, combustiones, descomposiciones, fermentaciones, estallidos de explosivos, pilas eléctricas.

Creación de nuevos átomos, ocurre en las estrellas, en los reactores nucleares y en los explosivos termonucleares.

Los químicos desarrollaron un método muy potente para representar las reacciones químicas:

2NaHCO3 + SO4H2 SO4Na2 + 2CO2 + 2H2O

Sustancias reaccionantes

Productos de la reacción

También puede usarse el signo = Coeficientes que indican la

cantidad de moléculas

MUY IMPORTANTE:

La clase y cantidad de átomos debe ser la misma en ambos lados de la ecuación, ya que los cambios que ocurren consisten únicamente en una reordenación de ellos.

Reacción de los metales con el oxígeno.

Se conocen óxidos de prácticamente todos los metales, aunque en algunos casos la reacción es tan lenta que debe obtenérselos por medios indirectos.

Con los elementos de los grupos 1 y 2 la reacción es violenta.

Por ejemplo, el potasio expuesto al aire, pierde rápidamente su aspecto metálico formándose un sólido pulverulento, que reacciona también muy rápido con el agua y el CO2 del aire.

1) Tenemos en cuenta que el oxígeno gaseoso, tal como se encuentra en el aire,

tiene una molécula con dos átomos, por lo que la representaremos: O2.

2) Cada átomo de K puede ceder un electrón y cada átomo de O necesita dos elec-trones para completar su estructura y alcanzar una configuración estable. Podemos

suponer que la molécula de óxido de potasio tendrá como fórmula: OK2

El análisis químico confirma esta suposición

K + O2 2OK2

Entonces, por cada molécula de O2 se formarán dos de óxido…

Necesitaremos un total de 4 átomos de K, para que a ambos lados de la flecha haya la misma cantidad de todos los átomos.

4

Consideraciones similares nos permiten escribir las siguientes ecuaciones:

2Ca +O2 2OCa

Algunos metales, como vimos, pueden actuar con más de un NºOx.

Fe +O2 FeO óxido de hierro(II)

4Al + 3O2 2Al2O3

4Fe + 3O2 2Fe2O3 óxido de hierro(III)

Que se forme uno u otro óxido depende de las condiciones en que se efectúe la reacción.

Los óxidos de los metales pueden reaccionar con agua formando hidróxidos:

Na2O + H2O 2 HONa

BaO + H2O (HO)2Ba

Al2O3 + 3 H2O 2 (HO)3Al

Los óxidos metálicos y los hidróxidos presentan una característica común que llamaremos “carácter básico” y que se manifiesta en su tendencia a reaccionar con otras sustancias de carácter opuesto (“carácter ácido”) que provienen de los no metales.

Reacción de los no metales con el oxígeno.

También se conocen óxidos de todos los no metales. A diferencia de los anteriores, que son todos sólidos, éstos se presentan también en estado gaseoso y líquido. Como dijimos presentan carácter ácido, que es opuesto al carácter básico.

Algunos óxidos ácidos importantes:

P2O5 óxido de fósforo (V) o pentóxido de fósforo

N2O óxido de nitrógeno (I) u óxido nitroso

NO óxido de nitrógeno (II) u óxido nítrico

SiO2 óxido de silicio, de gran importancia en microelectrónica

As2O3 óxido de arsénico (III), es el veneno conocido como arsénico.

En el grupo 16, el S forma dos óxidos muy importantes

S + O2 SO2 óxido de azufre (IV)

conocido también como dióxido de azufre o anhídrido sulfuroso. Tiene muchas aplicaciones industriales

2 S + 3 O2 2 SO3 óxido de azufre (VI)

Trióxido de azufre o anhídrido sulfúrico, precursor del ácido sulfúrico.

Otro óxido no metálico de gran importancia es el que se origina por combustión de sustancias orgánicas (que contienen C)

C + O2 CO2 óxido de carbono (IV)

Dióxido de carbono o anhídrido carbónico. Es el gas de las bebidas gaseosas y los vinos espumantes. También es el gas de un tipo de extinguidores de fuego y está presente en las exhalaciones de la respiración animal y vegetal.

Cuando la combustión se realiza con insuficiente oxígeno:

2 C + O2 2 CO óxido de carbono (II)

Conocido como monóxido de carbono y responsable de las muertes por asfixia con gases de combustión

Los óxidos ácidos reaccionan con agua para formar ácidos.

SO3 + H2O SO4H2 ácido sulfúrico

(el nombre correcto, según las reglas de nomenclatura vigentes sería: tetraoxo sulfato de dihidrógeno)

P2O5 + 3 H2O 2 PO4H3 ácido fosfórico

CO2 + H2O CO3H2 ácido carbónico

Aunque la teoría que vamos a esbozar ha sido superada por otras que explican en forma más amplia los hechos, es suficientemente potente y precisa para nuestros fines. Es debida a Svant Arrhenius, sueco y ganador del Premio Nobel de Quimica en 1903.

Llamaremos ácido a toda sustancia que en solución acuosa libera iones H+.

Llamaremos base (o álcali) a toda sustancia que en solución acuosa libera iones HO-.

Entonces, la reacción entre un ácido y una base es siempre de la forma:

A-H A- + H+

B-OH B+ + HO-

A- + H+ + B+ + HO- AB + H2O Ácido + Base Sal + Agua

3SO4H2 + 2(HO)3Al (SO4)3Al2 + 6H2O

ácido sulfúrico hidróxido de sodio sulfato de sodio agua

La cantidad de grupos OH e H de bases y ácidos, respectivamente, puede ser mayor que uno. Por ejemplo,

Existen algunos ácidos que no contienen O. Son los hidrácidos

HCl Cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico

HI Yoduro de hidrógeno o ácido yodhídrico

HF Fluoruro de hidrógeno o ácido fluorhídrico

HBr Bromuro de hidrógeno o ácido bromhídrico

H2S Sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico

También existe una base muy importante que no es un hidróxido.

El amoníaco: NH3, que es un gas muy soluble en agua. Podemos suponer que…

NH3 + H2O NH4OH hidróxido de amonio

Metal No metal

Sal de hidrácido Hidruro Hidrácido

Óxido básico Óxido ácido

Hidróxido Oxácido

Sal de oxácido

Podemos hacer este esquema general

Estequiometría: Estudio de las relaciones cuantitativas entre las sustancias en las reacciones químicas.

Al expresar la cantidad de una sustancia en moles,-dato que se obtiene dividiendo la masa en gramos por el peso molecular-, se sabe la relación en número de átomos o moléculas a otra sustancia también expresada en moles. Por ejemplo, si queremos agregar el doble de átomos de sodio (Na) a 10 g de azufre (S), haremos el siguiente cálculo:

PM (S) = 32 Nº de moles de S =

molg

g

32

10 0,3125 mol

PM (Na) = 23 0,625 moles de Na = 0,625 mol x 23 g/mol = 14,375 g

Esta mezcla así preparada serviría para producir Sulfuro de sodio (SNa2) sin que sobre

ninguno de los reaccionantes.

S + 2 Na SNa2

32 + 46 = 78

en general, para fabricar por este método sulfuro de sodio:

• Los reactivos deben encontrarse en la proporción 32 / 46.

• Se obtendrán 78 partes en peso del producto por cada 32 partes de azufre o 46 de sodio.

• Si alguno de los dos está en exceso, permanecerá sin reaccionar.

• Al otro (al que está en defecto) se lo llama reactivo limitante.

Aspectos energéticos

Las reacciones químicas van acompañadas por intercambio de calor con el medio exterior. Para describir cuantitativamente este intercambio se utiliza una magnitud entalpía o contenido calorífico , simbolizada H, que se mide en unidades de energía.

Reacción exotérmica. se desprende calor (H < 0)

Reacción endotérmica se absorbe calor (H > 0)

H = Hproductos - Hreactivos

La descripción completa de una reacción química contiene información sobre los cambios energéticos. En estos casos, en la ecuación se agrega:

H2O (g) + C(s) CO (g) + H2(g) H = +131,2 kJ

Indicación del estado de agregación de las sustancias El valor numérico y signo de

la variación de entalpía. En este caso se trata de una reacción endotérmica.

Aspectos energéticos

Ley de Hess: Cuando una reacción puede expresarse como la suma algebraica de otras dos o más reacciones, la variación entálpica es igual a la suma algebraica de las variaciones de cada reacción.

H2O (g) + C(s) CO (g) + H2(g) H = +131,2 kJ

H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) H = -241,6 kJ

CO (g) + ½ O2(g) CO2 (g) H = -282,6 kJ

C(s) + O2(g) CO2 (g) H = -393kJ

Aspectos energéticos

Equilibrio Químico

Muchas reacciones químicas son reversibles. Esto quiere decir que los productos de la reacción pueden reaccionar entre sí, llevando la reacción “marcha atrás”.

Por ejemplo:

El hidrógeno arde rápidamente en oxígeno formando agua

H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) H = -241,6 kJ

Pero si se calienta a alta temperatura el vapor de agua…

H2O (g) H2(g) + ½ O2(g) H = +241,6 kJ

H2(g) + ½ O2(g) H2O (g)

En realidad, ambas reacciones siempre están ocurriendo simultáneamente, pero a temperaturas bajas, la descomposición del agua es imperceptible. Para representar esta situación:

Equilibrio Químico

Lo que ocurre en el equilibrio es que ambas reacciones ocurren a la misma velocidad.

Y se alcanza, forzosamente, el equilibrio porque la velocidad de una reacción química aumenta con la concentración de los reactivos.

Equilibrio Químico

Dada una reacción química:

aA + bB cC +dD

puede determinarse el valor de un parámetro, llamado constante de equilibrio K, (que es función de la temperatura), tal que:

ba

dc

]B[]A[

]D[]C[K

Donde los valores entre corchetes son las concentraciones de cada especie química, expresada en moles/litro.

Ley de Acción de Masas

La Ley de Acción de Masas implica que puede desplazarse el equilibrio, según convenga, actuando sobre las concentraciones de reactivos y productos.

Equilibrio Químico Principio de Le Chatelier

“Si se impone una modificación a un sistema en equilibrio, se originan procesos cuya tendencia es contrarrestar la modificación.”

Por ejemplo:

H2O (g) H2(g) + ½ O2(g) H = +241,6 kJ

Discutamos qué pasa si al sistema en equilibrio:

a) Le inyectamos vapor de agua (o eliminamos agua por algún proceso paralelo)

b) Le inyectamos hidrógeno u oxígeno (o los eliminamos)

c) Aumentamos (o disminuimos) la presión total

d) Aumentamos (o disminuimos) la temperatura

Equilibrio Químico Por último…

Sabemos que los sistemas tienden espontáneamente al equilibrio. Sin embargo…

Si mezclamos oxígeno e hidrógeno a temperatura ambiente, el sistema permanece, aparentemente, sin evolución, lejos del equilibrio (muchas moléculas de agua). La pregunta pertinente es: ¿En cuánto tiempo se alcanza el equilibrio?

Esto lo estudia la Cinética Química

Lo que ocurre es que para que se forme una molécula de agua, las moléculas de oxígeno e hidrógeno deben encontrarse (chocar) con una cierta energía mínima…

Y, a temperatura ambiente, hay pocas de estas moléculas. Hace falta una cierta energía de activación (por ejemplo una chispa) o la presencia de sustancias, que se llaman catalizadores, para que la reacción se desarrolle rápidamente.