Reacciones químicas I: clasificación, reacciones exotérmicas y endotérmicas

La materia experimenta cambios constantemente. Algunos no alteran la identidad química de las sustancias; otros sí.

Fenómeno físico

Es aquel cambio en el que no se forman sustancias nuevas. Generalmente se rompen o forman fuerzas intermoleculares, pero no enlaces químicos.

Ejemplos:

• ebullición del agua;
• disolver azúcar en agua;
• cortar madera;
• moler granos;
• cambio de estado de una sustancia.

En todos ellos la sustancia sigue siendo la misma: el agua líquida y el vapor de agua son $H_2O$.

Fenómeno químico

Es el cambio en el que una o más sustancias se transforman en sustancias nuevas, con composición y propiedades distintas. A nivel atómico se rompen enlaces químicos entre los átomos y se forman nuevos enlaces.

Ejemplos:

• combustión de la madera o del carbón;
• oxidación del hierro;
• cocción de los alimentos;
• fermentación de la chicha de jora;
• fotosíntesis.

A los fenómenos químicos también se les llama reacciones químicas.

Una reacción química es el proceso por el cual una o más sustancias iniciales, llamadas reactantes o reactivos, se transforman en otras sustancias llamadas productos.

Ecuación química

La forma simbólica de representar una reacción química es la ecuación química. En el lado izquierdo se escriben los reactivos y en el lado derecho los productos, separados por una flecha que indica el sentido de la reacción.

Ejemplo:

$$2H_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2H_2O(l)$$

Interpretación:

• $H_2(g)$ y $O_2(g)$ son los reactivos.
• $H_2O(l)$ es el producto.
• Los números $2, 1, 2$ son los coeficientes estequiométricos; indican la relación mínima en moles.
• La notación $(g)$ y $(l)$ indica estados gaseoso y líquido.

Así, la ecuación se lee: “2 moles de hidrógeno gaseoso reaccionan con 1 mol de oxígeno gaseoso para producir 2 moles de agua líquida”.

En una reacción química ordinaria los átomos se conservan: cambian los enlaces, pero el número total de átomos de cada elemento es el mismo antes y después de la reacción. En cambio, en una reacción nuclear se altera el núcleo del átomo y un elemento puede convertirse en otro.

Evidencias de una reacción química

A nivel macroscópico, una reacción química suele manifestarse por alguno de estos cambios:

• cambio de color;
• formación de un precipitado sólido;
• desprendimiento de gas;
• liberación o absorción de calor;
• cambio de olor.

Estas evidencias son pistas, pero no pruebas definitivas. Por ejemplo, la ebullición del agua forma burbujas de vapor, y sin embargo es un fenómeno físico porque no aparece ninguna sustancia nueva.

¿Por qué algunas reacciones no ocurren espontáneamente aunque los reactivos estén en contacto? Porque para reaccionar, las partículas deben chocar, y no cualquier choque sirve.

La teoría de las colisiones explica que una reacción química ocurre cuando las moléculas o átomos de los reactivos colisionan con:

1. Orientación adecuada. Las partículas deben chocar por las zonas correctas para que los enlaces puedan romperse y formarse.
2. Energía suficiente. La colisión debe alcanzar al menos la energía de activación, $E_a$.

Si el choque reúne ambas condiciones, se llama choque eficaz.

Complejo activado

Durante un choque eficaz, los reactivos pasan por un estado transitorio de máxima energía llamado complejo activado. En ese estado los enlaces antiguos están parcialmente rotos y los nuevos parcialmente formados. Luego el complejo activado evoluciona hacia los productos.

La energía de activación $E_a$ es una barrera energética: siempre es positiva, tanto en reacciones exotérmicas como endotérmicas.

Este modelo es muy útil para entender los perfiles de energía que veremos más adelante.

Esta es la clasificación más evaluada. Consiste en observar cuántos reactivos y cuántos productos participan, y cómo se combinan.

4.1 Reacciones de adición, combinación o síntesis

En una reacción de adición, dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto.

Forma general:

$$A + B \rightarrow AB$$

Ejemplos:

$$2H_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2H_2O(l)$$

$$CaO(s) + H_2O(l) \rightarrow Ca(OH)_2(ac)$$

$$N_2(g) + 3H_2(g) \rightleftharpoons 2NH_3(g)$$

Lo esencial es que en el lado derecho aparece un solo compuesto.

4.2 Reacciones de descomposición

En una reacción de descomposición, un solo reactivo se descompone en dos o más productos.

Forma general:

$$AB \rightarrow A + B$$

Ejemplos:

$$CaCO_3(s) + \text{calor} \rightarrow CaO(s) + CO_2(g)$$

$$2KClO_3(s) \xrightarrow{\Delta} 2KCl(s) + 3O_2(g)$$

$$2H_2O(l) \xrightarrow{\text{corriente eléctrica}} 2H_2(g) + O_2(g)$$

Según el agente que produce la descomposición, se suele hablar de:

• pirólisis o calcinación: descomposición por calor;
• electrólisis: descomposición por corriente eléctrica;
• fotólisis: descomposición por luz.

Muchas descomposiciones requieren energía. Por ejemplo, el carbonato de calcio necesita calor para descomponerse. Por eso se dice que son endotérmicas, aunque no debe generalizarse de forma absoluta.

Un caso cotidiano en el Perú y en muchas regiones es la formación del sarro al hervir agua que contiene bicarbonato de calcio. El bicarbonato soluble se descompone por calentamiento:

$$Ca(HCO_3)_2(ac) \xrightarrow{\Delta} CaCO_3(s) + CO_2(g) + H_2O(l)$$

El carbonato de calcio $CaCO_3$ se deposita en las paredes de la tetera.

4.3 Reacciones de desplazamiento simple o sustitución simple

En este tipo de reacción, un elemento libre desplaza a otro elemento que está formando parte de un compuesto.

Forma general:

$$A + BC \rightarrow AC + B$$

Ejemplos:

$$Mg(s) + 2HCl(ac) \rightarrow MgCl_2(ac) + H_2(g)$$

Aquí el magnesio, que es un metal libre, desplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico.

Otro ejemplo:

$$Fe(s) + CuSO_4(ac) \rightarrow FeSO_4(ac) + Cu(s)$$

El hierro desplaza al cobre del sulfato de cobre.

Para saber si un metal puede desplazar a otro, se usa una serie de reactividad: un metal más reactivo desplaza a un metal menos reactivo. Un orden aproximado y útil es:

$$\text{Na} > \text{Mg} > \text{Al} > \text{Zn} > \text{Fe} > \text{Cu} > \text{Ag}$$

Así, el aluminio puede desplazar al hierro del óxido de hierro, como ocurre en la reacción de la termita:

$$2Al(s) + Fe_2O_3(s) \rightarrow Al_2O_3(s) + 2Fe(s)$$

4.4 Reacciones de doble desplazamiento, metátesis o sustitución doble

En una reacción de doble desplazamiento, dos compuestos intercambian sus «parejas».

Forma general:

$$AB + CD \rightarrow AD + CB$$

Ejemplo:

$$AgNO_3(ac) + HCl(ac) \rightarrow AgCl(s) + HNO_3(ac)$$

El ion plata $Ag^+$ se une con el ion cloruro $Cl^-$, mientras que el ion hidrógeno $H^+$ se une con el ion nitrato $NO_3^-$.

Estas reacciones suelen ocurrir cuando se forma:

• un precipitado sólido;
• una sustancia poco ionizada, como el agua;
• un gas que escapa del medio.

Casos importantes:

a) Reacción de precipitación

$$AgNO_3(ac) + NaCl(ac) \rightarrow AgCl(s) + NaNO_3(ac)$$

El cloruro de plata es insoluble y precipita.

b) Reacción de neutralización

Un ácido y una base reaccionan para formar sal y agua:

$$KOH(ac) + HCl(ac) \rightarrow KCl(ac) + H_2O(l)$$

La neutralización es una forma muy importante de doble desplazamiento.

c) Reacción con formación de gas

Los carbonatos con ácidos producen dióxido de carbono:

$$CaCO_3(s) + 2CH_3COOH(ac) \rightarrow Ca(CH_3COO)_2(ac) + CO_2(g) + H_2O(l)$$

Esta es la reacción que se usa para disolver el sarro con vinagre o ácido acético.

4.5 Combustión

La combustión es la reacción de una sustancia con oxígeno, generalmente con liberación de gran cantidad de energía en forma de luz y calor.

En la combustión completa de un hidrocarburo o compuesto orgánico, los productos son dióxido de carbono y agua:

$$CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2H_2O(g) + \text{energía}$$

En la combustión incompleta, por falta de oxígeno, se produce monóxido de carbono $CO$ y/o carbono sólido $C$:

$$2CH_4(g) + 3O_2(g) \rightarrow 2CO(g) + 4H_2O(g)$$

La combustión completa es muy importante en las preguntas de admisión.

Además del comportamiento de los reactivos, conviene saber si en la reacción cambian los números de oxidación.

Reacción redox

Es aquella en la que hay transferencia de electrones. Un elemento se oxida y otro se reduce.

• Oxidación: pérdida de electrones; el número de oxidación aumenta.
• Reducción: ganancia de electrones; el número de oxidación disminuye.

Ejemplo:

$$2Na(s) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(ac) + H_2(g)$$

El sodio pasa de estado de oxidación $0$ a $+1$: se oxida. El hidrógeno del agua pasa de $+1$ a $0$ en $H_2$: se reduce. Por lo tanto, es una reacción redox.

También son redox:

• la combustión;
• la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno;
• las reacciones de desplazamiento simple;
• la fotosíntesis y la respiración celular.

Reacción no redox

Es aquella en la que no cambian los números de oxidación. Muchas reacciones de doble desplazamiento, neutralización y precipitación son no redox.

Ejemplo:

$$KOH(ac) + HCl(ac) \rightarrow KCl(ac) + H_2O(l)$$

Aquí los elementos conservan sus números de oxidación.

Toda reacción química implica cambios de energía. Los enlaces de los reactivos se rompen; para romperlos se absorbe energía. Los enlaces de los productos se forman; al formarlos se libera energía.

Si la energía liberada al formar los productos es mayor que la absorbida al romper los reactivos, la reacción es exotérmica. Si es menor, la reacción es endotérmica.

Reacción exotérmica

En una reacción exotérmica, el sistema libera energía al entorno, generalmente en forma de calor.

Características:

• La temperatura del entorno puede aumentar.
• La entalpía de los productos es menor que la de los reactivos.
• El cambio de entalpía $\Delta H$ es negativo.
• En la ecuación termoquímica, la energía aparece como un producto.

Ejemplo:

$$2H_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2H_2O(l) \quad \Delta H^\circ = -572\ \text{kJ}$$

También puede escribirse:

$$2H_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2H_2O(l) + 572\ \text{kJ}$$

Ejemplos comunes de reacciones exotérmicas:

• combustión de combustibles;
• respiración celular;
• formación de agua a partir de sus elementos;
• neutralización de un ácido con una base;
• solidificación y condensación.

Reacción endotérmica

En una reacción endotérmica, el sistema absorbe energía del entorno.

Características:

• La temperatura del entorno puede disminuir.
• La entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos.
• El cambio de entalpía $\Delta H$ es positivo.
• En la ecuación termoquímica, la energía aparece como reactivo.

Ejemplo:

$$2H_2O(l) \rightarrow 2H_2(g) + O_2(g) \quad \Delta H^\circ = +572\ \text{kJ}$$

O también:

$$2H_2O(l) + 572\ \text{kJ} \rightarrow 2H_2(g) + O_2(g)$$

Esta reacción es la electrólisis del agua: necesita corriente eléctrica.

Ejemplos comunes de reacciones endotérmicas:

• electrólisis del agua;
• fotosíntesis;
• descomposición térmica de carbonatos;
• fusión y evaporación.

Conversión de energía en reacciones y procesos

La energía puede transformarse de una forma en otra:

• Fotosíntesis: energía solar o luminosa se convierte en energía química almacenada en la glucosa.
• Combustión: energía química almacenada en el combustible se convierte en energía térmica y luminosa.
• Electrólisis: energía eléctrica se convierte en energía química al descomponer, por ejemplo, el agua.
• Pilas o baterías: energía química se convierte en energía eléctrica.

Una gráfica de energía de reacción muestra cómo cambia la entalpía a lo largo del avance de la reacción.

En una reacción exotérmica, los reactivos están en un nivel de entalpía más alto que los productos:

$$H_{\text{productos}} < H_{\text{reactivos}}$$

Por eso:

$$\Delta H = H_{\text{productos}} - H_{\text{reactivos}} < 0$$

La energía que sobra se libera al entorno.

En una reacción endotérmica, los productos quedan en un nivel de entalpía más alto:

$$H_{\text{productos}} > H_{\text{reactivos}}$$

Entonces:

$$\Delta H = H_{\text{productos}} - H_{\text{reactivos}} > 0$$

La energía de activación $E_a$ aparece en ambos perfiles como la subida inicial desde los reactivos hasta el complejo activado. No debe confundirse con $\Delta H$.

Las reacciones químicas no son los únicos procesos que involucran transferencia de calor. Los cambios de temperatura y los cambios de fase también se evalúan a menudo en el examen, porque se relacionan con la energía.

Calor sensible

Cuando una sustancia cambia de temperatura sin cambiar de fase, el calor absorbido o cedido se calcula mediante:

$$Q = m \, c_e \, \Delta T$$

Donde:

• $Q$: calor absorbido o cedido.
• $m$: masa de la sustancia.
• $c_e$: calor específico.
• $\Delta T = T_f - T_i$: variación de temperatura.

Por convención, si $Q > 0$, la sustancia absorbe calor; si $Q < 0$, cede calor.

Para el agua líquida:

$$c_e = 1\ \frac{\text{cal}}{\text{g}\,^\circ\text{C}}$$

Cuando se mezclan sustancias a distintas temperaturas, el calor perdido por el cuerpo más caliente es igual al calor ganado por el cuerpo más frío:

$$Q_{\text{cedido}} = Q_{\text{ganado}}$$

Ambos alcanzan la misma temperatura final.

También se usa la densidad para convertir volumen a masa:

$$\rho = \frac{m}{V}$$

Para el agua, $\rho = 1\ \text{g/mL}$ o $1\ \text{kg/L}$.

Calor latente y cambios de fase

Durante un cambio de fase, la temperatura permanece constante, aunque se esté absorbiendo o liberando calor. Por eso se dice que son procesos isotérmicos.

El calor involucrado en un cambio de fase se calcula como:

$$Q = m L$$

o, si se usa la cantidad de sustancia en moles:

$$Q = n \, \Delta H_{\text{transición}}$$

Donde $L$ es el calor latente por unidad de masa y $\Delta H_{\text{transición}}$ es la entalpía molar del cambio de fase.

En la vaporización del agua:

$$\Delta H_{\text{vaporización}} = 40{,}7\ \text{kJ/mol}$$

Esto significa que para evaporar 1 mol de agua líquida a 100 °C se requieren $40{,}7\ \text{kJ}$.

Para calcular el calor total en un proceso que incluye calentamiento y cambio de fase, se suman:

$$Q_{\text{total}} = Q_{\text{sensible}} + Q_{\text{latente}}$$