S.O.S.

Un avión de pasajeros AIRBUS A321 vuela sobre el Atlántico, en dirección a su destino.

Es un vuelo, muy tranquilo y estable a 800 km/h y a 30.000 pies, cuando de pronto se ve interrumpido por la aparicion de un avión caza F-18 a casi 2.500 km/h.

El piloto del avión de combate disminuye la velocidad, vuela junto al AIRBUS en formación y saluda al piloto del avión de pasajeros por radio:

- ¿Aburrido el vuelo?

El piloto del Airbus responde desconcertado:

- ¿Qué?

El piloto de combate sin previo aviso invierte el caza, acelera, realiza una leve picada y luego remonta rompiendo la barrera del sonido, sigue subiendo rápidamente a una velocidad y altura vertiginosa, para después volver a descender casi al nivel del mar en una picada impresionante. Reduce la velocidad y se vuelve a colocar al lado del Airbus y pregunta:

- Bueno, ¿qué te pareció eso?

El piloto de Airbus le responde:

- ¡Muy impresionante, pero ahora mira tú!

El piloto de avión de combate mira el Airbus A321, pero no pasa nada... el avión comercial sigue volando en forma recta y nivelada con la misma velocidad y altitud.

Después de cinco minutos, el piloto de Airbus dice por radio:

- Bueno, ¿y qué te pareció a ti ahora?

El piloto del avión de combate pregunta confundido:

- Pero, ¿qué hiciste?

Entonces el piloto comercial se ríe y le contesta:

- Me levanté del asiento, estiré las piernas, fui al baño en la parte de atrás, tomé una taza de café, comí una rosca de canela e hice una reserva para las próximas tres noches, en un Hotel 5 Estrellas, que es pagado por mi empleador.

La moraleja de la historia es:

"Cuando eres joven, la velocidad y la adrenalina parecen ser excelente compañía, pero a medida que se envejece y uno se hace más sabio, el confort y la paz tampoco deben ser menospreciados."

A este concepto se le llama en inglés S.O.S., las siglas de: Slower, Older, Smarter (más lento, más viejo, más inteligente).

Dedicado a todos mis amigos que se acercan cada vez más al S.O.S

Lo encontré por ahí.

Compuestos inorgánicos - Reacciones químicas

Los óxidos metálicos u óxidos básicos

FORMACIÓN DE LOS ÓXIDOS METÁLICOS

Los óxidos metálicos son compuestos que se forman al reaccionar el oxígeno con el metal. Esta reacción es la que produce la corrosión de los metales al estar expuestos al oxígeno del aire.

• Algunos metales se oxidan rápidamente, como es el caso de los metales al calinos: litio, sodio y potasio, entre otros.

• Algunos metales se oxidan con más lentitud, como el hierro y el cobre, en tre otros, que son metales muy corrosivos. • Algunos metales reaccionan muy lentamente con el oxígeno, como el aluminio, que es un metal muy poco corrosivo.

Un ejemplo de formación de un óxido metálico es la reacción del hierro con el oxígeno. Cuando se deja un trozo con el tiempo éste forma una capa de polvo rojizo llamado herrumbre, que el oxido de hie rro (III), llamado también óxido férrico. Esta presenta así:

Otra reacción bastante útil para el estudio de la formación de óxidos metálicos es la del oxígeno con el magnesio. Cuando una cinta de magnesio (color grisáceo) se quema con la pequeña llama de un fósforo se forma un polvo blanco, que es óxido de magnesio. La ecuación balanceada de esta reacción es la siguiente:

Propiedades de los óxidos metálicos

Los óxidos metálicos se denominan también óxidos básicos porque tienen la propiedad de reaccionar con el agua y formar bases (hidróxidos). Por ejemplo. el óxido de magnesio reacciona con el agua y forma hidróxido de magnesio.

Una base se reconoce porque cambia el color del papel tornasol (un indicador ácido-base) de rojo a azul. Se caracteriza también por tener un elevado puntto de fusión.

Los óxidos no metálicos u óxidos ácidos

FORMACIÓN DE ÓXIDOS NO METÁLICOS

Los óxidos no metálicos se forman al reaccionar un no metal con el oxígeno. Por ejemplo, la reacción del carbono (presente en la materia orgánica) con el oxígeno forma el bióxido de carbono o monóxido de carbono, como lo muestran las siguientes ecuaciones balanceadas:

Otro ejemplo es la formación del bióxido de azufre por la combustión de productos del petróleo, como lo muestra la siguiente ecuación:

Propiedades de los óxidos no metálicos

Los óxidos no metálicos reaccionan con el agua y forman ácidos, razón por la cual también se les llama óxidos ácidos. Por ejemplo, el bióxido de carbono reacciona con el agua formando el ácido carbónico, mientras que el trióxido de azufre reacciona formando ácido sulfúrico.

Un ácido se reconoce porque genera un cambio de color en el papel tornasol de azul a rosado. Los ácidos producidos por la reacción de los óxidos no metálicos con el agua se denominan especificamente oxácidos debido a que contienen oxígeno.

Los óxidos no metálicos son, por lo general, gasesos y tienen un punto de fusión muy bajo, a diferencia de los óxidos metálicos.

Los ácidos: hidrácidos y oxácidos

FORMACIÓN DE ÁCIDOS

Los ácidos se forman de dos maneras:

a) Al reaccionar un no metal con el hidrógeno se forma un hidrácido. Un ejemplo de esto es la formación del ácido clorhídrico.

b) Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido. Un ejemplo de esto es la formación de ácido sulfúrico.

Propiedades de los ácidos

Los ácidos son corrosivos, producen quemaduras y son buenos conductores de la electricidad. Estos compuestos tienen sabor ácido, aunque muchos de ellos no deben probarse por ser peligrosos o venenosos, por lo que se debe tener información previa antes de intentar probar cualquier sustancia. La acidez de un compuesto se puede reconer con algunos indicadores ácido-base, como el papel tornasol, el anaranjado de metilo y la fenolftaleina: el papel tornasol azul se torna rosado en presencia de ácido, mientras que el anaranjado de metilo cambia de anaranjado a rojo y la fenolftaleína se mantiene incolora.

Los ácidos participan en tres reacciones importantes que los caracterizan:

• Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.

• Reaccionan con bases para formar una sal y agua, lo que se denomina reacción de neutralización.

• Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal y agua.

Las bases o hidróxidos

FORMACIÓN DE BASES

Las bases o hidróxidos se forman de dos maneras:

a) Al reaccionar un metal activo con agua se forma una base y se libera el gas hidrógeno. Un ejemplo es la formación del hidróxido de litio.

b) Al reaccionar un óxido básico con agua se forma una base. Un ejemplo es la reacción de óxido de magnesio con agua.

Propiedades de las bases

Los hidróxidos se caracterizan por tener sabor amargo, ser jabonosos al tacto, aunque no se deben probar ni tocar por ser muy irritantes y peligrosos; son muy corrosivos y buenos conductores de la electricidad en disoluciones acuosas. La basicidad de un compuesto se puede reconocer usando un indicador ácido-base, como el papel tornasol, el anaranjado de metilo y la fenolftaleina: el papel tornasol de color rosado cambia a azul, el anaranjado de metilo cambia de anaranjado a amarillo y la fenolftaleina se torna de incolora a rosado fucsia.

Las bases participan en dos reacciones importantes:

• Reaccionan forma con los ácidos para formar una sal y agua, lo que se denomina reacción de neutralización.

• Reaccionan con los oxidos no metálicos para formar una sal y agua.

Las sales: haloideas y oxisales

FORMANCION DE SALES

Las sales son compuestos que se forman par la sustitución del hidrógeno de un ácido por un metal. Esto puede ocurrir a través de varias reacciones para for sale haloideas y oxisales.

a) Una sal haleidea, es decir, una sal que no contiene oxígeno, se puede formar a través de las reacciones siguientes:

• Al reaccionar un metal con un halógeno. Ejemplo:

• Al reaccionar un metal activo con un hidrácido. Ejemplo:

• Al reaccionar un hidrácido con un óxido metálico. Ejemplo:

• Al reaccionar un hidrácido y un hidróxido (neutralización). Ejemplo:

b) Una oxisal, es decir, una sal que contiene oxigeno, se forma a través de las siguientes reacciones:

• Al reaccionar un metal activo con un oxácido. Ejemplo:

• Al reaccionar un hidróxido con un óxido no metálico. Ejemplo:

• Al reaccionar un hidróxido y un oxácido (neutralización). Ejemplo:

Propiedades de las sales

Las sales son, por lo general, sólidas, algunas tienen un sabor salado caracteristico, aunque no todas pueden probarse porque son peligrosas o venenosas. Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. Desde el punto de vista de las propiedades ácido-básicas se clasifican en:

• Sales neutras como el cloruro de sodio (NaCl) y el nitrato de potasio, que no cambian el color del papel tornasol.

Sales ácidas, que forman disoluciones acuosas ácidas como en el caso del cloruro de aluminio (AlCl3); tornan el papel tornasol azul en rosado.

Sales básicas, que forman disoluciones acuosas básicas como el caso del bicarbonato de sodio (NaHCO3); tornan el papel tornasol rosado en azul.

Los cambios químicos y su representación

LAS REACCIONES QUÍMICAS

Las sustancias químicas existen en la naturaleza en diferentes formas, bien sea elementales o compuestas. Estas sustancias son capaces de sufrir cambios en su naturaleza al reaccionar con otras, y generar nuevas sustancias. Una reacción química es un proceso en el que una o varias sustancias se transforman en otra u otras con propiedades características diferentes. Por ejemplo, cuando una disolución de cloruro de sodio entra en contacto con una disolución de nitrato de plata se forma un precipitado bianco de cloruro de plata.

En toda reacción hay sustancias que reaccionan y sustancias que se forman.

• Las sustancias que reaccionan se denominan reaccionantes o reactivos. En el ejemplo dado, el cloruro de sodio y el nitrato de plata son las sustancias reaccionantes; ambas son sales con caracteristicas específicas.

• Las sustancias que se generan en una reacción se denominan productos o sustancias resultantes. En el ejemplo dado, el cloruro de plata es el producto, un precipitado de color blanco, diferente a las sales que le dieron origen.

Los cambios químicos alteran la estructura interna de las sustancias reaccionantes, lo cual no es visible ante nuestros ojos, pero que es necesario representar con una simbologia adecuada con el propósito de interpretar el fenómeno en un lenguaje escrito. La expresión escrita de una reacción química es una representación gráfica que se denomina ecuación química, en la que se colocan los simbolos o fórmulas de los reaccionantes y productos separándolos con una flecha dirigida hacia estos últimos. Las ecuaciones químicas se escriben en forma ajustada o balanceada con el fin de expresar el principio de la conservación de la materia. La ecuación química de la reacción dada como ejemplo es la siguiente:

¿Cómo reconocer cuándo ocurre un cambio químico?

Un cambio químico puede confundirse a veces con un simple cambio fisico, como cuando se coloca una pastilla de Alka-Seltzer en agua. La pastilla, que contiene bicarbonato de sodio, en realidad reacciona con el agua: se observa una efervescencia debido a la liberación de dióxido carbono, una nueva sustancia. Sin embargo, para muchas personas la pastilla simplemente se disuelve en agua, así como se disuelve el cloruro de sodio o sal de mesa en agua y forma agua salada. La diferencia es que en el primer caso ha ocurrido un cambio químico, mientras que en el segundo ha ocurrido un cambio físico.

Las reacciones químicas generan nuevas sustancias con propiedades fisicas diferentes a las primeras. Algunas evidencias de que ha ocurrido una reacción química son las siguientes:

• Formación de precipitado, como cuando se forma el cloruro de plata.

• Formación de un gas, como al reaccionar el Alka-Seltzer con agua.

• Cambio de color, como al oxidarse el hierro.

• Cambio de olor, como al podrirse una carne.

• Cambio de temperatura, como al raspar un fósforo con una superficie áspera.

Tipos de reacciones químicas

CLASIFICACION DE LAS REACCIONES

Las reacciones ocurren de diferentes formas: esto permite clasificarlas en su mayoría en cuatro tipos, de acuerdo con lo que le ocurre a reaccionantes y productos. A saber:

• Combinación: es un tipo de reacción en la que dos o más sustancias puras (elementos o compuestos) se unen para formar una sustancia compuesta, es decir, dos reactivos se combinan para formar un solo producto: también se denomina sintesis. Algunos ejemplos de este tipo de reacción son las reacciones de las sustancias elementales con el oxígeno para formar óxidos, y las reacciones de los óxidos con el agua para formar ácidos o bases. Por ejemplo, el magnesio se combina con el oxígeno para formar óxido de magnesio.

• Descomposición: es una reacción en la que una sustancia compuesta se descompone para dar origen a dos o más sustancias elementales o compuestas, es decir, un solo reactivo se descompone para formar dos o más sustancias. Algunas de estas reacciones son las que se dan por descomposición térmica o por électrólisis; éste es el caso del agua que se descompone electrolíticamente en hidrógeno y oxígeno, o el del carbonato de calcio, que se descompone térmicamente en óxido de calcio y dióxido de carbono.

• Desplazamiento: es una reacción en la que ocurre la sustitución o desplazamiento de un elemento que forma parte de un compuesto por otro. Estas reacciones se conocen también como desplazamiento sencillo. Algunas de estas reacciones son la sustitución de un metal por otro en un compuesto o el desplazamiento del hidrógeno de un ácido por un metal. El desplazamiento de un metal por otro depende de la actividad de éste, lo cual se puede determinar por su ubicación en la denominada "serie de actividades químicas". Por ejemplo, el zinc puede desplazar al cobre porque es mas activo que éste.

• Doble descomposición: llamada también doble desplazamiento, es un tipo de reacción en la que dos sustancias compuestas forman des nuevas sustancias intercambiando sus componentes. Algunos ejemplos son la reacción de ácidos y bases para producir sal y agua o la reacción entre dos sales para formar dos sales diferentes. Particularmente, el cloruro de sodio puede reaccionar con el nitrato de plata para formar nitrato de sodio y cloruro de plata, como se muestra a continuación, donde se puede observar el doble desplazamiento de los metales de estas sales:

Energía asociada a las reacciones químicas

TIPOS DE ENERGÍA EN LOS CAMBIOS QUÍMICOS

Al ocurrir una reacción química pueden producirse cambios relacionados con la absorción y liberación de energia en cualquiera de sus formas: térmica, eléctrica o lumínica. La rama de la química que se encarga de estudiar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas se denomina termodinámica.

Energía térmica en los cambios químicos

Algunas reacciones liberan o consumen energía térmica o calor. Éstas se clasifican como reacciones exotérmicas o endotérmicas.

• Una reacción exotérmica es aqueIla que desprende calor al medio, de modo que ocurre un aumento de temperatura a su alrededor. Esto se puede evidenciar al tocar el recipiente donde ocurre la reacción. La mayoría de las reacciones químicas son exotérmicas, particularmente las reacciones de combustión.

• Una reacción endotérmica es aque Ila que absorbe calor del medio, por lo que ocurre un descenso de la temperatura a su alrededor. Este tipo de reacción, por lo general, requiere el suministro de energía térmica para que pueda ocurrir.

Las reacciones endotérmicas son poco comunes. Algunos ejemplos son la descomposición térmica del clorato de potasio (KCIO3) y del monóxido de mercurio (HgO).

Cinética química

1. Rapidez de una reacción química

La transformación de una sustancia o varias de ellas en una u otras diferentes, constituye una reacción química. La(s) sustancia(s) que transforma(n) recibe(n) el (los) nombre(s) de reaccionante(s) y la(s) que aparece(n) se denomina(n) producto(s). Cuando todas sus involucradas están la misma fase la reacción llama reacción homogénea.

Las concentraciones de las sustancias que intervienen en reacción química expresan en mol/L. (=mol.L-¹) y en forma abreviada se utiliza simbolo del corchete, dentro del cual se escribe la fórmula la sustancia.

Observa datos contenidos en las tablas.

Los datos de las Tablas A y B se representan gráficamente, en el eje de las X (eje de las abscisas) se ubica el tiempo (t) y en eje Y (eje las ordenadas) las concentraciones.

Observa los cálculos que se realizan utilizando ya sea los dados en tablas o tomados de los gráficos.

Δc = Variación en la concentración del reactivo (concentración consumida).

Δc = 0,080 (mol/L) - 0,040 (mol/L)

Δc = 0,040 (mol/L)

Δt = Variación en el tiempo (lapso de tiempo transcurrido).

Δt = 4 min - 2 min

Δt = 2min

Relación (Δc/Δt) = 0,40 (mol/L) / 2 min

Δt = 0,20 (mol/L)/min

Esta relación indica que 0,020 (mol/L) de reactivo se transforman en producto cada minuto, es decir, la rapidez de desaparación del reactivo es de 0,020 (mol/L)/min en el lapso de tiempo considerado.

Δc = Variación en la concentración del producto (concentración producida).

Δc = 0,1420 (mol/L) - 0,0560 (mol/L)

Δc = 0,086 (mol/L)

Δt = variación en el tiempo (lapso de tiempo transcurrido).

Δt = 15,05 min - 3,65 min

Δt = 11,4 min

Relación (Δc/Δt) = 0,086 (mol/L) / 11,4 min

Relación (Δc/Δt) = 0,0075 (mol/L)/min

Esta relación indica que 0.0075 (mol/L) de producto se forman cada minuto, es decir, la rapidez de aparición del producto es de 0,0075 (mol/L)/min en el lapso de tiempo considerado.

La observación de las Tablas A y B, sus respectivas gráficas y los cálculos realizados, permiten escribir las siguientes conclusiones para el curso de una reacción:

1. El tiempo aumenta.

2. La concentración del reactivo disminuye.

3. La concentración del producto aumenta.

4. La relación (Δc/Δt) es la rapidez de la reacción, la cual se define de la siguiente manera: rapidez de una reacción es la disminución de la concentración de un reaccionante o el aumento de la concentración de un producto en la unidad de tiempo.

La rapidez de una reacción química se representa con ere minúscula, r. Sus unidades son (mol/L) / unidad de tiempo.

Expresión matemática: r = (Δc/Δt) [Ec. 1]

2. Teorías para explicar la rapidez de las reacciones químicas

La rapidez de las reacciones puede ser explicada por dos (2) teorías:

a) Teoría de las Colisiones o Teoría de los Choques.

b) Teoría de las Velocidades Absolutas de Reacción de Henry Eyring o Teoría del Estado de Transición.

a) Teoría de las Colisiones o Teoría de los Choques.

De acuerdo con esta teoría las moléculas para poder reaccionar deben cumplir con las siguientes condiciones:

Primero, las moléculas tienen que chocar para ponerse en contacto.

Segundo, para que los choques moleculares sean efectivos, las moléculas deben poseer una energía igual o mayor, que cierto valor crítico (valor mínimo).

Svante Arrhenius en 1888 llamó a este valor mínimo de energía, energía de activación, la cual se representa por Ea. La energía de activación es característica de cada reacción.

Por consiguiente, los reactivos no pasan directamente a productos, sino que primero adquieren energia suficiente para sobrepasar una barrera de energía de activación.

Figura 1. Efecto de la orientación sobre la probabilidad de que ocurra la reacción

Tercero, para que los choques moleculares con suficiente energía sean efectivos, deben cumplir con un requerimiento de orientación. La orientación relativa de las moléculas durante los choques, determina si la energía mínima que poseen en ese instante, es capaz de orientar a los átomos a formar nuevos enlaces. En consecuencia, solamente una fracción de los choques con suficiente energía para reaccionar, son los que dan origen a los productos.

b) Teoría de las Velocidades Absolutas de Reacción de Henry Eyring o Teoría del Estado de Transición

Para entender el contenido de esta teoría imaginate la siguiente situación:

1. Se tiene una roca en la posición A y se desea llevarla a la posición C, donde posee menor energía potencial.

2. Para ello es necesario suministrarle a la roca energía, para vencer la barrera que la separa de una posición a la otra.

3. Cuando la roca alcanza la posición B, posee una energía potencial mayor que en A o C. Debido a esto, la roca no se encuentra en equilibrio, por lo tanto, puede regresarse a la posición A o seguir a la posición C.

La teoría de las Velocidades Absolutas de Reacción de Henry Eyring postula que:

Primero, los moléculas antes de reaccionar deben formar un complejo activado en equilibrio con los reactivos (equivalente a la posición B de la roca).

Este complejo activado puede regresarse, regenerar los reactivos y reacción.

Segundo, si el complejo activado se dirige hacia la formación de los productos (posición C de la roca), entonces, la rapidez de la reacción está dada por la rapidez de descomposición del complejo para formar los productos.

En la Figura 2, se presentan todas las variables relacionadas con la aplicación de esta teoría.

Figura 2. Diagrama de energía potencial

A partir de la gráfica se tiene:

E reaccionante = 20 kJ

E productos = 10 kJ

E complejo activado = 35 kJ

Ea = 35 kJ - 20 kJ

Ea = 15 kJ

3. Factores que afectan la rapidez de una reacción química

La rapidez de una reacción depende de una serie de factores:

¶ Naturaleza de las sustancias reaccionantes.

¶ Superficie de contacto entre los reaccionantes (estado de subdivisión de los reaccionantes)

¶ Concentración de los reaccionantes.

¶ La temperatura.

¶ Presencia de un catalizador.

3.1. Naturaleza de las sustancias reaccionantes:

Si se coloca un trozo de hierro (Fe) y uno de oro (Au) al aire libre, se observará después de cierto tiempo, que el hierro se ha oxidado, mientras que el oro no ha sufrido ninguna variación.

Explicación

El hierro debido a su estructura electrónica (su naturaleza) tiene afinidad hacia el oxígeno, por lo tanto, los átomos de hierro al chocar con las moléculas de oxígeno, producen la reacción de oxidación, con su respectiva rapidez de reacción. La estructura electrónica del oro (su naturaleza) no le permite reaccionar con el oxígeno.

3.2 Superficie de contacto entre los reaccionantes (Estado de subdivisión de los reaccionantes)

Se tienen dos (2) muestras de la misma cantidad de madera, una en forma de un trozo compacto (A) y la otra en trozos muy pequeños (B).

Al someter ambas muestras de madera al proceso de combustión, la experiencia nos ha enseñado que el trozo compacto demora más tiempo en arder, es decir, la rapidez de reacción de la muestra B es mayor que la correspondiente a la de muestra A.

Explicación

La superficie de contacto de la madera se hace mayor al subdividirla, en consecuencia, los choques de las partículas que la forman con las moléculas de oxígeno del aire aumentan, lo cual hace que la rapidez de la reacción se incremente.

3.3. Concentración de los reaccionantes

Se tienen las siguientes muestras:

¶ Volúmenes iguales de dos (2) soluciones de HCl cuyas concentraciones son 0,5 mol/L y 1,0 mol/L

¶ Volúmenes iguales de dos (2) soluciones de Na₂CO₃ cuyas concentraciones son 0,5 mol/L y 1,0 mol/L

¶ Al verter con mucho cuidado las muestras de las soluciones de HCl, sobre las soluciones de Na₂CO₃, se observa que la reacción B es mayor que la reacción A.

Explicación

La rapidez de la reacción B es ma más alta que la correspondiente a la reacción A, porque al ser más alta la concentración de sus reactivos, incrementa el número de choques entre sus partículas, formándose mayor cantidad de producto en el mismo tiempo.

En 1864 Cato Guldberg y Peter Waage comprobaron que a temperatura constante, la rapidez de una reacción homogénea es directamente proporcional a la concentración en mol/L de los reaccionantes, cada concentración elevada a una potencia que se determina experimentalmente.

Esta generalización se denomina Ley de Acción de Masas.

Por ejemplo, si se tiene la siguiente ecuación química para una reacción.

aA + bB → cC + dD

la rapidez de desaparición de A o B, o la rapidez de formación de C o D, es proporcional a las concentraciones en mol/L de A o B o de A y B, cada una elevada a una potencia que se determina experimentalmente.

Matemáticamente se expresa mediante la expresión:

[Ec. 2]

la cual se llama ecuación de rapidez de reacción.

r = rapidez de la reacción

k = constante de proporcionalidad, llamada rapidez específica o constante de rapidez específica o constante de rapidez específica de la reacción.

[ ] = concentración de los reactivos en mol/L.

x, y = orden de cada reactivo en la ecuación de rapidez

Se denomina orden de una reacción a la suma de todos los exponentes a los cuales se encuentran elevadas las concentraciones en la ecuación de rapidez.

En la ecuación [2] el orden de la reacción, n, está dado por n = x + y.

Nota: Generalmente los exponentes x, y en la ecuación de rapidez (2) son sustituidos por los coeficientes de los reaccionantes en la ecuación química balanceada, es decir:

3.4. Efecto de la temperatura

Se disponen de los siguientes materiales:

¶ Volúmenes iguales de dos (2) muestras de agua. Una caliente, A, y la otra fría B.

¶ En cada una de ellas se introduce media pastilla de alka-seltzer. Se observa que la rapidez de la reacción entre el alka-seltzer y el agua es mayor en el agua caliente.

¶ Los alimentos se descomponen más rápido dentro del horno de la cocina que estando dentro de la nevera.

¶ El crecimiento del pasto y la actividad metabólica de la mosca común, es mayor en la época de calor que en los tiempos fríos.

Estas y otras observaciones, han permitido concluir que la rapidez de la mayoría de las reacciones químicas aumenta a medida que incrementa la temperatura.

Explicación

Al aumentar la temperatura de una reacción, incrementa el número de moléculas de reactivo que tienen suficiente energía (Ver Sección 2a) para reaccionar, en consecuencia, la rapidez de la reacción aumenta.

3.5 Catalizadores

Los hechos experimentales han demostrado que:

¶ El clorato de potasio (KCIO₃) se descompone por calentamiento más rápidamente, cuando se mezcla con una pequeña cantidad de dióxido de manganeso (MnO₂), que cuando está solo.

El MnO₂, se recupera después de la reacción sin ningún cambio en sus propiedades químicas

¶ El hidrógeno (H) y el oxígeno (O₂) no reaccionan apreciablemente a temperatura ambiente, pero en presencia de platino (Pt) finamente dividido, la reacción transcurre con rapidez creciente hasta ser muy pronto explosiva.

Después de la reacción, el platino se recupera sin haber sufrido ningún cambio en sus propiedades químicas.

¶ Cuando la pintura minio (Pb₃O₄) se usa para cubrir las piezas de hierro, la rapidez de oxidación de este metal se reduce a un mínimo. Las sustancias anteriores, MnO₂ Pt, Pb₃O₄, se llaman catalizadores.

Un catalizador es una sustancia que modifica la rapidez de una reacción sin sufrir ninguna alteración química.

Los catalizadores se clasifican en catalizadores positivos y catalizadores negativos, ya sea que aceleren la rapidez de las reacciones químicas o las retarden respectivamente.

El proceso mediante el cual actúa un catalizador se llama catálisis.

Figura 3

Se ha observado que algunas sustancias son capaces de detener la actividad de un catalizador, estas sustancias se denominan venenos de los catalizadores.

5. Importancia de los catalizadores

Los catalizadores son de uso muy común; la mayoria de las reacciones que se llevan a cabo en el cuerpo humano, en la atmósfera, en los océanos, y en los procesos químicos industriales, es con la participación de catalizadores.

Brevemente señalamos la acción de los catalizadores en algunas reacciones químicas.

¶ La obtención del amoníaco (NH₃) en la industria mediante el Proceso Haber, se acelera si en la reacción se agrega un catalizador formado por una mezcla de hierro, molibdeno y algo de óxido de aluminio (Al₂O₃).

¶ La preparación de ácido nítrico (HNO₃) industrialmente por el Método de Ostwald, basa en la oxidación del amoníaco, en presencia de una malla de platino que actúa catalizador.

¶ La obtención del ácido sulfurico (H₂SO₄) en el Método de las Cámaras de Plomo, realiza utilizando el ácido nitroso (HNO₂) como catalizador.

¶ Cuando se hace pasar acetileno (C₂H₂) sobre níquel finamente dividido y en caliente, se polimeriza formando benceno (C₆H₆)

¶ Los alquenos y los alquinos adicionan fácilmente hidrógeno en presencia de paladio como catalizadores y se transforman en alcanos.

¶ El acetaldehido (CH₃COH) se hidrogena catalíticamente y se obtiene alcohol etílico (C₂H₅OH).

¶ En la célula se realizan las reacciones muy fácilmente, gracias a la presencia de catalizadores producidos por los organismos vivos. Estos catalizadores se denominan enzimas. Las enzimas son de naturaleza proteínica. Cada enzima actúa sobre un determinado tipo de substancia, a la cual se le llama substrato y lo transforma en otra(s) sustancia(s).

A continuación se señalan algunas enzimas, el substrato donde actúan y el (los) producto(s) obtenido(s).

6. Importancia en ciencia y tecnología de la rapidez de las reacciones químicas.

Los químicos no solamente desean conocer cuales son las sustancias que se formarán a partir de determinados reactivos, sino también, la rapidez con que dichas reacciones se llevan a cabo y comprender los factores que afectan dicha rapidez.

Así vemos, por ejemplo lo siguiente:

¶ qué factores son importantes para determinar la rapidez con que los alimentos se descomponen.

¶ qué determina la rapidez a la cual el hierro se llena de herrumbre.

¶ obtener un material dental que pueda solidificarse rápidamente.

¶ cuáles factores influyen en la rapidez del crecimiento de los microorganismos.

¶ qué factores controlan la rapidez a la cual se quema la gasolina en el motor de un automóvil.

¶ conocer si la energía liberada en una reacción química, se hace de inmediato, en un período de minutos, quizás de días o aún de meses.

¶ cuáles factores influyen en la destrucción de la capa de ozono (O₃) y con qué rapidez actúan

¶ cómo influyen las enzimas en los procesos químicos que tienen lugar en nuestro organismo.

¶ cuáles metales se oxidan más fácil y rápidamente con el oxígeno del aire.

El vaso de agua derramado

Una alumna de un colegio faltó a clases por una semana y otra compañera empezó a decir que la primera no asistía a clases porque estaba embarazada y se estaba practicando un aborto.

La maestra escuchó los comentarios y llamó a la muchacha a su oficina y le dijo: "por favor tráeme un vaso de agua bien lleno". 

La estudiante se lo trajo, la maestra le dijo: "tira toda el agua al piso" la muchacha titubeó, pero al final obedeció. 

Después derramada el agua en el suelo, la maestra le dijo: "ahora recoge el agua del piso y ponla en el vaso"

"No se puede" dijo la alumna y la maestra le repitió: "hazlo" la alumna, con paños y servilletas, recogió todo lo que pudo y así llegó a llenar medio vaso de agua y estaba sucia.

La maestra le dijo a la alumna: "así es como ha quedado la fama y el honor de tu compañera" aún cuando quieras reparar el mal que haz hecho, no podrás hacerlo" tu compañera faltó a clases porque estaba en el entierro de su padre, que falleció hace unos días".

Con cuánta facilidad, hablamos sin saber verdaderamente la realidad de las cosas y sobretodo desconociendo, la esencia sagrada misma, de las personas que nos rodean… 

Qué inconsciencia tan grande, hacernos eco de rumores malsanos y destructivos… 

Seamos más humanos, seamos más personas...

Las reacciones orgánicas

1. Mecanismo de reacción

Una reacción química ocurre en una etapa o, más frecuentemente, mediante una secuencia de varias etapas.

Los mecanismos de reacción son la secuencia de pasos que siguen los reactivos de una reacción, para transformarse en productos. Y estas reacciones químicas ocurren con ruptura y formación de enlaces, a diferen tes velocidades.

Unas reacciones son instantáneas, otras requieren minutos, horas o días.

Es procedente recordar que las reacciones orgánicas a temperatura ambiente son lentas y de bajo rendimien to pero a temperatura superior a la ambiental; van desde rápidas hasta explosivas.

Una reacción puede ocurrir en una etapa o, más frecuentemente, por una secuencia de varias etapas. Por ejemplo, A + B ➝ X + Y puede producirse en dos etapas:

(1) A ➝ I + X seguido por (2) B + I ➝ Y

Sustancias como I. formada en la primera etapa y consumida en otra, se denominan intermediarios. En ocasiones los mismos reactivos pueden dar productos a través de mecanismos diferentes. Los mecanismos de reacción se pueden realizar por intermedios iónicos y por radicales libres.

2. Ruptura en los enlaces covalentes 

Los intermedios que contienen carbono pueden surgir de dos tipos de ruptura de enlace: ruptura heterolitica (polar) y ruptu ra homolitica (radical).

Ruptura heterolitica (polar): Ambos electrones quedan en uno de los fragmentos; por ejemplo: 

A : B ➝ A⁺: B⁻ o también A : B ➝ A⁻ : + B⁺

Como se puede apreciar, en ambos casos se forman iones.

En este caso se produce una heterólisis y la reacción se llama heterolitica.

Los iones donde el carbono presenta un par de electrones sin compartir se llaman carbaniones y los que presentan deficiencia de electrones se llaman carbonios.

Ruptura homolitica (radical): Cada uno de los fragmentos que se separa conserva un electrón; por ejemplo:

La reacción producida se llama homolítica y las especies químicas que resultan reciben el nombre de radicales libres debido a que poseen un electrón desapareado y presentan una elevada reactividad.

Las reacciones heteroliticas se realizan más satisfactoriamente en el seno de solventes polares mientras que las reacciones homoliticas se producen en presencia de solventes no polares.

Las reacciones homolíticas suelen presentarse en las reacciones en fase gaseosa o aquellas que ocurran en presencia de solventes no polares y catalizados por acción de la luz o por adición de otros radicales libres.

A continuación se presenta un cuadro comparativo contentivo de las características de la ruptura heterolítica y la ruptura homolítica:

3. Reactivos nucleofílicos y electrofílicos 

Un reactivo nucleofílico es el que posee una estructura con exceso de electrones y es capaz de donar electrones para formar un enlace. Los reactivos nucleofílicos pueden ser aniones o moléculas neutras. Son ejemplos de reactivos nucleofílicos, los siguientes:

Un reactivo electrofílico es el que posee una estructura con deficiencia de electrones y puede compartir un par de electrones para formar un enlace con otra estructura. Los reactivos electrofilicos pueden ser cationes o moléculas neutras.

Son ejemplos de reactivos electrofilicos los siguientes

Los reactivos electrofílicos y nucleofílicos se comportan de manera general como ácidos y bases de Lewis. Siguiendo el criterio de Lewis, bases son estructuras que suministran un par de electrones para formar un enlace y ácidas estructuras que captan un par de electrones para formar un enlace.

A continuación se presenta un resumen de las características de los reactivos nucleofílicos y electrofílicos.

4. Tipos de reacciones

Las reacciones químicas en las cuales intervienen compuestos orgánicos se pueden clasificar en cuatro tipos: reacciones de adición, de sustitución o desplazamiento, de eliminación y de reordenamiento interno.

En las reacciones de adición aumenta el número de átomos o grupos unidos a un carbono. Es un tipo de reacción característico de los enlaces múltiples (doble o triple). Por ejemplo:

En las reacciones de sustitución se reemplaza un átomo o grupos unidos a un carbono por otro. Es característica de compuestos saturados y de los anillos aromáticos. Por ejemplo:

Las reacciones de eliminación son opuestas a las reacciones de adición y consisten en la disminución en el número de átomos o grupos unidos al carbono. En estas reacciones se forman compuestos insaturados de doble o triple enlace. Por ejemplo:

En las reacciones de reordenamiento interno o reagrupamiento se produce la transformación de un compuesto en otro sin que se origine ganancia o pérdida de materia. Un ejemplo típico es la conservación de cianato de amonio en urea.

En algunos tipos de reacciones es procedente denominar a uno de los reactivos como agente atacante y al otro el sustrato Por lo general, el sustrato es una molécula orgánica

Cuando ambos reactivos son orgánicos aquel que suministra el carbono al nuevo enlace se considera como el sustrato. Cuando se forman enlaces carbono-carbono, la selección del agente atacante y del sustrato es un tanto arbitraria.

Los agentes atacantes se clasifican según si ellos suministran un par de electrones al sustrato, o a la inversa, el sustrato le suministra el par de electrones. De acuerdo con esto podemos plantear que hay dos tipos de agentes atacantes: reactivos nucleofilicos y reactivos electrofilicos, los cuales fueron desarrollados en el numeral 3 del presente capitulo.

PREGUNTAS DE CONTROL

1. Define mecanismo de reacción ¿De qué se necesita disponer para establecer un mecanismo completo?

2 Explica las rupturas homoliticas y heterolíticas.

3. ¿Qué son agente atacante y sustrato? ¿Cómo se pueden diferenciar?

4. Define lo que es un reactivo nucleofílico. ¿Qué región de una molécula atacan con facilidad?. Escribe 3 agentes nucleofilicos que sean iones y 3 que sean moléculas neutras.

5. La misma pregunta anterior pero referida a un agente electrofilico.

6. ¿Qué es una reacción de adición?. Ejemplifícala totalmente completando la reacción:

7. Se tiene la siguiente reacción:

a) Complétala

b) Explica el mecanismo

c) ¿Qué tipo de reacción de adicion es?

8. Define lo que es una reacción de sustitución. Ejemplificala completando la siguiente reacción:

¿Qué tipo de sustitución se cumple aqui?

9. Ejemplifica la reacción E₂ completando y balanceando la siguiente reacción.

10. Define reordenamiento interno. Ejemplificalo con el experimento de F. Wöhler.

11. ¿Qué es tautimería? Ejemplificalo completando la siguiente reacción: