Reaición química

Reaición química
	proceso químico (es)

Una reaición química, tamién llamada cambéu químicu o fenómenu químicu, ye tou procesu termodinámicu nel cual dos o más sustancies (llamaes reactantes o reactivos), tresfórmense, camudando'l so estructura molecular y les sos enllaces, n'otres sustancies llamaes productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos. Un exemplu de reaición química ye la formación d'óxidu de fierro producida al reaccionar el osíxenu del aire col fierro de forma natural, o una cinta de magnesiu al asitiala nuna llapada convertir en óxidu de magnesiu, como un exemplu de reaición inducida.

A la representación simbólica de caúna de les reaiciones denominar ecuación química.

Los productos llograos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de les condiciones so les que se da la reaición química. Sicasí, tres un estudiu cuidadosu compruébase que, anque los productos pueden variar según camuden les condiciones, determinaes cantidaes permanecen constantes en cualquier reaición química. Estes cantidaes constantes, les magnitúes calteníes, inclúin el númberu de cada tipu d'átomu presente, la carga llétrica y la masa total.

Fenómenu químicu

Llámase fenómenu químicu a los suceso observables y posibles de ser midíos nos cualos les sustancies intervinientes camuden la so composición química al combinase ente sigo. Les reaiciones químiques impliquen una interaición que se produz a nivel de los electrones de valencia de les sustancies intervinientes. Dicha interaición ye l'enllaz químicu.

Nestos fenómenos, nun se caltién la sustancia orixinal, tresfórmase la so estructura química, manifiesta enerxía, nun se repara a güeyu y son irreversibles, na so mayoría.

La sustancia sufre cambeos irreversibles. Por casu, al quemar, un papel nun puede volver al so estáu orixinal. Les cenices resultantes formaron parte del papel orixinal, y sufrieron una alteración química.

Clases de reaiciones

Reaiciones de la química inorgánica

Dende un puntu de vista de la química inorgánica pueden postulase dos grandes modelos pa les reaiciones químiques de los compuestos inorgánicos: reaiciones acedu-base o de neutralización (ensin cambeos nos estaos d'oxidación) y reaiciones redox (con cambeos nos estaos d'oxidación). Sicasí podemos clasificales acordies colos siguientes trés criterios:

Reaiciones según estructura
Nome		Descripción	Representación	Exemplu
De síntesis o de combinación		Onde los reactivos combinar ente sigo p'aniciar un productu distintu	A + B → C (siendo A y B reactivos cualesquier y C el productu formáu)	2 Na (s) + Cl₂ (g) → 2 NaCl (s)
De descomposición	Descomposición simple	Una sustancia compuesta desdoblar nos sos componentes	A → B + C (inversa de la síntesis, y A ye un compuestu que se descompon nos reactivos que lu componen, B y C.)	CO₂ (g) → CO₂ (g) C(s) + O₂ (g)
De descomposición	Por aciu un reactivu	Una sustancia rique un reactivu, pa la so descomposición.	AB + C → AC + BC (el compuestu AB reacciona col reactivu C, p'aniciar los compuestos AC y BC)	2 ZnS (S) + 3 O2 (g) → 2 ZnO (S) + 2 SO₂ (g)
De sustitución o desplazamientu		Una sustancia sustitúi'l llugar de dalgún de los componentes de los reactivos, de tal manera que'l componente sustituyíu queda llibre.	AB +C → AC + B (onde'l compuestu AB reacciona col reactivu C pa formar el compuestu AC y lliberar B)	Pb (NON₃)₂ (ac) + 2 KI (ac) → Pbl₂ (s) + 2 KNO₃ (ac)
De doble sustitución (o de doble desplazamientu)		Preséntase un intercambiu ente los elementos químicos o grupos d'elementos químicos de les sustancies qu'intervienen na reaición química.	AB + CD → AC + BD	Pb (NON₃)₂ (ac) + 2 KI (ac) → Pbl₂ (s) + 2 KNO₃ (ac)

Reaiciones según la enerxía intercambiada
Criteriu		Descripción	Exemplu
Intercambiu en forma de calor	Reaiciones exotérmicas	qu'esprenden calor del sistema de reaición	Combustión
Intercambiu en forma de calor	Reaiciones endotérmicas	reaiciones nes que s'absuerbe o se riquir calor pa llevase a cabu.	Calcinación
Intercambiu en forma de lluz	Reaiciones endoluminosas	que riquen l'apurra d'enerxía lluminosa o lluz al sistema pa llevase a cabu.	Fotosíntesis
Intercambiu en forma de lluz	Reaiciones exoluminosas	reaiciones que al llevase a cabu manifiesten una emisión lluminosa	Combustión del magnesiu: 2Mg+O₂ + ΔH → 2MgO + Lluz
Intercambiu en forma d'enerxía llétrica	Reaiciones endoeléctricas	que riquen l'apurra d'enerxía llétrica por que puedan tener llugar.	Electrólisis de l'agua
Intercambiu en forma d'enerxía llétrica	Reaiciones exoeléctricas	aquelles reaiciones químiques nes que'l sistema tresfier al esterior enerxía llétrica.	Celda galvánica (pila o batería llétrica)

Combustión (azul) y calcinación (naranxa) Reaición de fotosíntesis		Electrolisis de l'agua	Reaición de pila comercial

Reaiciones según la partícula intercambiada
Nome	Descripción	Exemplu
Reaiciones acedu-base	Aquelles reaiciones onde se tresfieren protones	HCl_(aq) + NaOH_(aq) → H2O_(l) + NaCl_(aq)
Reaiciones d'oxidación-amenorgamientu	Son les reaiciones onde hai una tresferencia d'electrones ente les especies químiques	Mn₂_(aq) + BiO₃^-_(s) → Bi₃_(aq) + MnO₄^-_(aq)

Reaiciones de la química orgánica

Al respective de les reaiciones de la química orgánica, referímonos a elles teniendo como base a distintos tipos de compuestos como alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, cetonas, ente otres; qu'atopen el so clasificación, reactividá y/o propiedaes químiques nel grupu funcional que contienen y esti postreru va ser el responsable de los cambeos na estructura y composición de la materia. Ente los grupos funcionales más importantes tenemos a los orde d'enllaz dobles y triples enllaces y a los grupos hidroxilo, carbonilo y nitro.

Factores qu'afecten la velocidá de reaición

Naturaleza de la reaición: Delles reaiciones son, pola so propia naturaleza, más rápides qu'otres. El númberu d'especies reaccionantes, la so estáu físicu les partícules que formen sólidos muévense más amodo que les de gases o de les que tán en solución, la complexidá de la reaición, y otros factores pueden influyir descomanadamente na velocidá d'una reaición. Por casu, la reaición de los metales alcalinos con sustancies como'l osíxenu o'l agua ye inmediata al ser los primeres mentaos abondo reactivos.
Concentración: La velocidá de reaición aumenta cola concentración, como ta descritu pola llei de velocidá y esplicada pola teoría de choques. Al amontase la concentración de los reactantes, la frecuencia de choque tamién s'amonta.
Presión: La velocidá de les reaiciones gaseoses amóntase bien significativamente cola presión, que ye, n'efeutu, equivalente a amontar la concentración del gas. Pa les reaiciones en fase entestada, la dependencia na presión ye débil, y namái se fai importante cuando la presión ye bien alta.
Orde: L'orde de la reaición controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidá de reaición.
Temperatura: Xeneralmente, al llevar a cabu una reaición a una temperatura más alto aprove más enerxía al sistema, polo que s'amonta la velocidá de reaición al causar qu'haya más choques ente partícules, como lo esplica la teoría de choques. Sicasí, la principal razón porque un aumentu de temperatura aumenta la velocidá de reaición ye qu'hai un mayor númberu de partícules en choque que tienen la enerxía d'activación necesaria por qu'asoceda la reaición, resultando en más choques esitosos. La influencia de la temperatura ta descrita pola ecuación de Arrhenius. Como una regla de caxón, les velocidaes de reaición pa munches reaiciones doblar por cada aumentu de 10 °C na temperatura,^[1] anque l'efeutu de la temperatura puede ser enforma mayor o enforma menor qu'esto. Por casu, el carbón ambura nun llugar en presencia d'osíxenu, pero nun lu fai cuando ye almacenáu a temperatura ambiente. La reaición ye bonal a temperatures altes y baxes, pero a temperatura ambiente la velocidá de reaición ye tan baxa que ye despreciable. L'aumentu de temperatura, que puede ser creáu por una cerilla, dexa que la reaición empecipie y se caliente a sigo mesma, por cuenta de que ye exotérmica. Esto ye válidu pa munchos otros combustibles, como'l metanu, butanu, hidróxenu, etc.

La velocidá de reaición puede ser independiente de la temperatura (non Arrhenius) o menguar col aumentu de la temperatura (anti Arrhenius). Les reaiciones ensin una barrera d'activación (por casu, delles reaiciones de radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipu anti Arrhenius: la constante de velocidá mengua al aumentar la temperatura.

Solvente: Munches reaiciones tienen llugar en solución, y les propiedaes del solvente afecten la velocidá de reaición. La fuercia iónico tamién tien efeutu na velocidá de reaición.
Radiación electromagnético y intensidá de lluz: La radiación electromagnético ye una forma d'enerxía. Como tal, puede aumentar la velocidá o inclusive faer que la reaición sía bonal, al aprovir de más enerxía a les partícules de los reactantes. Esta enerxía ye almacenada, nuna forma o otra, nes partícules reactantes (puede romper enllaces, promover molécules a estaos escitaos electrónicos o vibracionales, etc), creando especies intermediaries que reaccionen fácilmente. Al aumentar la intensidá de la lluz, les partícules absuerben más enerxía, polo que la velocidá de reaición aumenta. Por casu, cuando'l metanu reacciona con cloru gaseosu na escuridá, la velocidá de reaición ye bien lenta. Puede ser acelerada cuando l'amiestu ye irradiada so lluz difuso. En lluz solar brillante, la reaición ye esplosiva.
Catalizador: La presencia d'un catalizador amonta la velocidá de reaición (tantu de les reaiciones direuta ya inversa) al aprovir d'una trayeutoria alternativa con una menor enerxía d'activación. Por casu, el platín cataliza la combustión del hidróxenu col osíxenu a temperatura ambiente. La catálisis ye homoxénea si'l catalizador ta nuna fase similar a los reactivos y heteroxénea si ta nuna fase distinta.
Isótopos: El efeutu isotópicu cinéticu consiste nuna velocidá de reaición distinta pa la mesma molécula si tien isótopos distintos, xeneralmente isótopos d'hidróxenu, por cuenta de la diferencia de masa ente'l hidróxenu y el deuteriu, yá que átomu más pesáu trai xeneralmente a menor frecuencia vibracional d'estos, polo que ye riquida mayor cantidá d'enerxía pa faer frente a la mayor enerxía d'activación pa romper l'enllaz.
Superficie de contautu: Nes reaiciones en superficies, que se dan por casu mientres catálisis heteroxénea, la velocidá de reaición aumenta cuando l'área de la superficie de contautu aumenta. Esto ye debíu al fechu de que más partícules del sólidu tán espuestes y pueden ser algamaes por molécules reactantes.
Entemecíu: L'entemecíu puede tener un efeutu fuerte na velocidá de reaición pa les reaiciones en fase homoxénea y heteroxénea.

Rendimientu químicu

La cantidá de productu que se suel llograr d'una reaición química, ye menor que la cantidá teórica. Esto depende de dellos factores, como la pureza del reactivu; les reaiciones secundaries que puedan tener llugar (ye posible que non tolos productos reaccionen), la recuperación del 100 % de la muestra ye práuticamente imposible.

El rendimientu d'una reaición calcúlase por aciu la siguiente fórmula:

\mathrm {rendimientu(\%)={\frac {\;cantid{\acute {a}}\;real\;de\;productu}{\;cantid{\acute {a}}\;ideal\;de\;productu}}\cdot 100}

Cuando unu de los reactivos tea por demás, el rendimientu tendrá de calculase respectu al reactivu limitante. Y el rendimientu depende del calor qu'espón la reaición.

Grau de meyora de la reaición y afinidá

Una reaición puede representase por aciu la siguiente espresión matemática:

\sum _{i=1}^{N}{\nu _{i}[C_{i}]}=0

onde $\nu _{i}$ son los coeficientes estequiométricos de la reaición, que pueden ser positivos (productos) o negativos (reactivos). La ecuación presenta dos formes posibles de tar químicamente la naturaleza (como suma de productos o como suma de reactivos).

Si $dm_{i}$ ye la masa del productu qu'apaez, o del reactivu que sume, 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 compuestu correspondiente y $\xi$ denominar grau de meyora. Esti conceutu ye importante pos ye l'únicu grau de llibertá na reaición.

Cuando esiste un equilibriu na reaición, la entalpía llibre ye un mínimu, polo que:

\delta G=\sum _{k}{\mu _{k}\nu _{k}}d\xi =-{\mathcal {A}}d\xi =0,

dexa entender que l'afinidá química ye nula.

Ver tamién

cinética química
ensayu químicu
equilibriu químicu
estequiometría
inxeniería de reactores (chemical reaction engineering)
lleis estequiométricas
propiedaes químiques
termoquímica

Referencies

↑ Connors, Kenneth. Chemical Kinetics, 1990, VCH Publishers, páx. 14.

Enllaces esternos

[Connors-1] Connors, Kenneth. Chemical Kinetics, 1990, VCH Publishers, páx. 14.

[1]