Reacciones químicas

Resumen

Una reacción química ocurre cuando se forman sustancias nuevas a partir de las anteriores. Para reconocerla, conviene relacionar lo que observamos, el comportamiento de las partículas y su representación simbólica.

Explicación

Cuando ocurre un cambio, primero podemos describir qué observamos. En “Cambio físico o químico”, el agua que hierve cambia de estado, pero sigue siendo agua: no se forma una sustancia nueva. En cambio, al quemarse el papel aparecen sustancias diferentes, junto con cambios como emisión de luz y formación de gases. En “Las pistas de que hubo reacción” se muestran algunas señales posibles: formación de gas, precipitado, cambio de color, cambio de temperatura o emisión de luz. Ninguna de estas señales, por sí sola, demuestra necesariamente que ocurrió una reacción química.

Para entender qué sucede a una escala que no podemos observar directamente, hay que pensar en las partículas. En una reacción, algunos enlaces químicos se rompen y se forman otros; los átomos se reagrupan de una manera diferente y se originan sustancias nuevas. Como muestra “Qué les pasa a los átomos”, los átomos no aparecen ni desaparecen.

Finalmente, en el nivel simbólico, una reacción se representa mediante una ecuación química, por ejemplo: 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l). Las ecuaciones indican qué sustancias reaccionan, cuáles se forman y en qué proporción. “Reacciones de todos los días” permite relacionar esta idea con procesos conocidos, como la oxidación del hierro, la cocción, la fotosíntesis y el funcionamiento de las pilas.

Errores frecuentes

• “Si un cambio se puede revertir, es físico.” La reversibilidad no alcanza para distinguirlos: existen reacciones químicas reversibles. Lo importante es determinar si se formaron sustancias nuevas.
• “Las burbujas siempre indican una reacción química.” No necesariamente: al hervir agua se forman burbujas de vapor sin producir una sustancia nueva. Una reacción también puede producir un gas, pero hay que analizar qué sustancia se formó.
• “En una reacción desaparece materia.” Los átomos se conservan: se reagrupan y forman sustancias diferentes. Por eso una ecuación química debe respetar la misma cantidad de átomos de cada elemento en ambos lados.

Para pensar

• ¿Qué observaciones necesitarías reunir para decidir con mayor confianza si un cambio es químico y no solamente un cambio de estado?
• ¿Por qué dos procesos que producen una señal similar, como un cambio de temperatura, pueden corresponder a fenómenos diferentes?

Idea clave

Reconocer una reacción química requiere relacionar las evidencias observables con el reagrupamiento de los átomos y con la ecuación que representa ese cambio.

Resumen

La ecuación química es la representación simbólica de una reacción. Con fórmulas, coeficientes, subíndices y símbolos de estado indica qué reactivos se transforman en qué productos y en qué proporción.

Explicación

Una misma reacción se puede describir en tres niveles. En lo macroscópico, una cinta de magnesio arde con una llama blanca muy intensa y deja un polvo blanco: óxido de magnesio. En lo submicroscópico, los átomos de magnesio ceden electrones a los átomos de oxígeno, que antes estaban unidos de a dos en moléculas de O₂; se forma una red de iones Mg²⁺ y O²⁻. En lo simbólico, esa reacción se escribe así:

2 Mg(s) + O₂(g) → 2 MgO(s)

A la izquierda de la flecha están los reactivos (Mg y O₂) y a la derecha el producto (MgO). La flecha se lee “da” o “produce”, como muestra “Cómo se lee una ecuación”. El número 2 delante de Mg y de MgO es un coeficiente: indica que por cada molécula de O₂ reaccionan dos átomos de magnesio y se forman dos unidades de MgO. El subíndice 2 de O₂ es parte de la fórmula: dice que cada molécula de oxígeno tiene dos átomos, y no se puede cambiar sin cambiar la sustancia (“Coeficiente y subíndice”). Los símbolos (s) y (g) indican sólido y gas; en “Los símbolos (s), (l), (g) y (ac)” se ve qué agrega cada uno. La ecuación está balanceada: hay 2 átomos de Mg y 2 de O de cada lado, porque los átomos no aparecen ni desaparecen. Para pasar de un enunciado a una ecuación bien escrita, está “De la frase a la ecuación”.

Errores frecuentes

• “La flecha es un signo igual.” La flecha indica una transformación: los reactivos dejan de existir como tales y se forman productos distintos. Se lee “da”, no “es igual a”.
• “2 H₂O y H₂O₂ son lo mismo.” El coeficiente 2 de 2 H₂O indica dos moléculas de agua; el subíndice 2 del oxígeno en H₂O₂ define otra sustancia, el peróxido de hidrógeno (agua oxigenada). El coeficiente cuenta partículas; el subíndice dice cuántos átomos hay en cada una.
• “NaCl(ac) y NaCl(l) son lo mismo.” (ac) indica que la sal está disuelta en agua; (l) indica cloruro de sodio puro fundido, algo que ocurre recién a más de 800 °C. En uno hay agua y en el otro no.

Para pensar

• ¿Cómo relacionarías los coeficientes de una ecuación con lo que se mide en un experimento, como la masa de un reactivo?
• ¿Por qué importa indicar los estados de agregación en una ecuación química?

Idea clave

La ecuación química representa con símbolos qué sustancias se transforman, en cuáles y en qué proporción, sin que se pierda ni se cree ningún átomo.

Resumen

En una reacción química la masa total se conserva porque los átomos no se destruyen: se reorganizan. En la ecuación eso se representa ajustando los coeficientes estequiométricos, sin alterar las fórmulas.

Explicación

Nivel macroscópico. Cuando una reacción ocurre en un recipiente cerrado —como hizo Antoine Lavoisier con su balanza—, la masa total de los reactivos es igual a la de los productos. Si el sistema no intercambia materia con el entorno, nada desaparece: 16 g de metano gaseoso reaccionan con 64 g de oxígeno y producen 44 g de dióxido de carbono y 36 g de vapor de agua (16 + 64 = 44 + 36 = 80 g).

Nivel submicroscópico. En toda transformación química se rompen enlaces y se forman otros nuevos, pero cada átomo sigue existiendo. Por eso antes y después de reaccionar hay exactamente la misma cantidad de átomos de cada elemento.

Nivel simbólico. La conservación se escribe como una ecuación balanceada. Los subíndices definen qué sustancia es cada una, así que no se tocan: solo se ajustan los coeficientes enteros que van delante de cada fórmula. Por ejemplo, la combustión completa del metano:

CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)

Errores frecuentes

• «Cuando se quema un tronco se pierde masa, porque solo quedan cenizas». En un sistema abierto el dióxido de carbono y el vapor de agua se dispersan en el aire. Si se juntaran en un recipiente cerrado el humo, los gases y las cenizas, la masa final sería igual a la del tronco más la del oxígeno consumido.
• «Para balancear se pueden cambiar los subíndices». Los subíndices indican la proporción fija de átomos de una sustancia. Si se cambia H₂O por H₂O₂ para ajustar los oxígenos, ya no es agua sino peróxido de hidrógeno (agua oxigenada), otra sustancia con otras propiedades. Solo se modifican los coeficientes.
• «La suma de coeficientes tiene que dar igual de los dos lados». Los coeficientes indican proporciones de moléculas (o de moles), no cantidades de átomos. En N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g) la suma pasa de 4 a 2. Lo que se mantiene es el número de átomos de cada elemento, no el de moléculas.

Para pensar

• Si se calienta lana de acero sobre una balanza abierta hasta que se pone incandescente, ¿por qué la balanza marca más después, en lugar de menos como pasa con el tronco?
• ¿Por qué los coeficientes de una ecuación balanceada pueden leerse como moles, pero nunca directamente como gramos?

Idea clave

En toda reacción química se conservan la masa y la cantidad de átomos de cada elemento. Balancear es ajustar solo los coeficientes para reflejar ese reordenamiento, sin cambiar la identidad de las sustancias.

Resumen

Clasificar reacciones permite reconocer patrones y anticipar qué productos son posibles. Lo que se observa (un precipitado, un depósito metálico, una llama) se explica por cómo se reorganizan los átomos y los iones.

Explicación

Clasificar una reacción sirve para reconocer qué patrón sigue y, así, proponer productos posibles antes de escribir y balancear la ecuación. No alcanza con mirar una fórmula: hay que considerar las sustancias presentes, sus estados de agregación y, cuando corresponde, la serie de actividad de los metales.

Doble sustitución. Los iones de dos compuestos en solución acuosa intercambian parejas. Al mezclar nitrato de plomo(II) y yoduro de potasio, los iones Pb²⁺ y I⁻ se unen y forman yoduro de plomo(II), PbI₂(s), que es insoluble: se ve un precipitado amarillo. Los iones K⁺ y NO₃⁻ quedan disueltos.

Sustitución simple. Un elemento desplaza a otro de un compuesto. Por ejemplo, el zinc desplaza a los iones cobre(II) de una solución de sulfato de cobre(II): sobre el zinc se deposita cobre metálico rojizo y el color azul de la solución se va aclarando.

Zn(s) + CuSO₄(ac) → ZnSO₄(ac) + Cu(s)

La serie de actividad ordena los metales según su tendencia a perder electrones: un metal más activo puede desplazar de una solución a los iones de un metal menos activo, pero no al revés. Por eso el cobre sumergido en nitrato de plata se cubre de plata, mientras que la plata sumergida en sulfato de cobre(II) no cambia.

Combustión. En una combustión completa hay oxígeno suficiente y se forman dióxido de carbono y agua. En una incompleta falta oxígeno y pueden formarse monóxido de carbono, CO(g), un gas tóxico que no se ve ni tiene olor, y hollín, C(s).

C₃H₈(g) + 5 O₂(g) → 3 CO₂(g) + 4 H₂O(g)

2 C₃H₈(g) + 7 O₂(g) → 6 CO(g) + 8 H₂O(g)

Clasificación de las reacciones

Errores frecuentes

• «Toda reacción con oxígeno es combustión». La presencia de O₂(g) no alcanza: una combustión es una oxidación rápida de un combustible que libera energía, en general con llama. La oxidación lenta del hierro al aire también usa oxígeno y no es una combustión.
• «Cualquier metal desplaza a cualquier otro». Depende de la serie de actividad: el metal libre tiene que ser más activo que el metal que está como ion en el compuesto.
• «La combustión incompleta solo da menos energía». Además produce otras sustancias: CO(g), un gas tóxico, y C(s), que se ve como hollín.

Para pensar

• ¿Qué evidencias observarías para decidir si al mezclar dos soluciones se formó un precipitado o solo cambió el color?
• ¿Cómo usarías la serie de actividad para justificar por qué una sustitución simple ocurre y otra propuesta no?

Idea clave

Clasificar una reacción permite relacionar lo que se observa con la reorganización de átomos e iones y anticipar productos químicamente posibles.

Resumen

La estequiometría relaciona las cantidades de reactivos y productos mediante una ecuación balanceada. El mol y la masa molar permiten pasar de partículas que no se pueden contar a gramos que se miden con una balanza.

Explicación

En una reacción no se pueden contar directamente los átomos, las moléculas o las unidades de fórmula que participan. El mol es la unidad que agrupa esas entidades en cantidades medibles: 1 mol contiene 6,02 × 10²³ entidades. Para sustancias moleculares, como el agua, se habla de moléculas; para compuestos iónicos, de unidades de fórmula.

La masa molar es el puente entre la cantidad de sustancia (en mol) y la masa (en gramos). Se obtiene sumando las masas atómicas según la fórmula. Por ejemplo, la del agua es 18 g·mol⁻¹: 2 × 1 g·mol⁻¹ del hidrógeno más 16 g·mol⁻¹ del oxígeno.

En el nivel simbólico, los coeficientes de una ecuación balanceada indican proporciones entre cantidades de sustancia: 2 mol de H₂ reaccionan con 1 mol de O₂ y forman 2 mol de H₂O. En el nivel submicroscópico expresan una reorganización: los átomos de H y de O se conservan, pero quedan agrupados de otra manera. En el nivel macroscópico, esas proporciones permiten calcular masas que se pueden medir.

Los coeficientes no relacionan gramos directamente, porque 1 mol de cada sustancia tiene una masa distinta. Primero se convierten los gramos a moles, se aplica la proporción de la ecuación y, si hace falta, se vuelve a gramos.

Ejemplo resuelto

¿Qué pasa si se hacen reaccionar 8 g de H₂ con 32 g de O₂?

2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(g)

1. Masas molares: H₂ = 2 g·mol⁻¹; O₂ = 32 g·mol⁻¹; H₂O = 18 g·mol⁻¹.
2. Cantidad de H₂: 8 g ÷ 2 g·mol⁻¹ = 4 mol.
3. Cantidad de O₂: 32 g ÷ 32 g·mol⁻¹ = 1 mol.
4. Según la ecuación, 1 mol de O₂ necesita 2 mol de H₂. Como hay 4 mol de H₂, sobra hidrógeno: el O₂ es el reactivo limitante.
5. 1 mol de O₂ produce 2 mol de H₂O.
6. Masa teórica de agua: 2 mol × 18 g·mol⁻¹ = 36 g.
7. Se consumen 2 mol de H₂ (4 g); sobran 2 mol de H₂ (4 g). Comprobación: 8 g + 32 g = 36 g de agua + 4 g de H₂ sobrante.
8. Si se obtienen 30,6 g de agua, el rendimiento es (30,6 g ÷ 36 g) × 100 = 85 %.

Errores frecuentes

• «El reactivo limitante es el de menor masa». El limitante es el que se termina primero según la proporción en moles de la ecuación. En el ejemplo, el O₂ tiene más masa (32 g contra 8 g) y, sin embargo, es el limitante.
• «Se pasa de gramos a gramos con los coeficientes». Los coeficientes relacionan moles con moles: primero se convierte la masa a cantidad de sustancia y al final se vuelve a gramos.
• «El rendimiento puede superar el 100 % si se trabaja bien». Nunca se obtiene más producto que el teórico. Un valor mayor que 100 % indica un error de medición o un producto impuro (por ejemplo, húmedo).

Para pensar

• ¿Por qué dos reactivos con la misma masa pueden aportar cantidades de sustancia muy diferentes?
• ¿Qué situaciones en un experimento real podrían hacer que el rendimiento real sea menor que el teórico?

Idea clave

Una ecuación balanceada permite calcular cantidades porque sus coeficientes expresan proporciones entre moles, no entre masas.

Resumen

Toda reacción química intercambia energía con el entorno, porque romper enlaces consume energía y formarlos la libera. El balance entre las dos cosas define si el sistema absorbe o libera energía.

Explicación

Nivel macroscópico. Cuando tocás el recipiente donde ocurre una reacción y notás que se calienta o se enfría, estás percibiendo el intercambio de energía. Para describirlo hay que distinguir el sistema (las sustancias que reaccionan) del entorno (el solvente, el recipiente, el aire, tu mano). Lo muestra la animación «Exotérmica o endotérmica».

Nivel submicroscópico. Reaccionar es desarmar unas uniones entre átomos y armar otras. Romper un enlace siempre requiere absorber energía; formar un enlace siempre la libera («Romper cuesta, formar devuelve»).

Nivel simbólico. El balance se expresa con la variación de entalpía, ΔH, y el signo se toma desde el punto de vista del sistema. Si el sistema cede energía al entorno, ΔH < 0 y la reacción es exotérmica. Si absorbe energía del entorno, ΔH > 0 y es endotérmica.

En los diagramas de energía («Leer el diagrama de energía» y la lámina de diagramas exotérmico y endotérmico), ΔH es la diferencia de altura entre reactivos y productos. Además, casi toda reacción necesita un empujón inicial para que los choques rompan los primeros enlaces: la energía de activación, E_a.

Ejemplos cotidianos

La disolución no es estrictamente una reacción química (no se forman sustancias nuevas), pero sigue la misma lógica energética y es el ejemplo endotérmico más fácil de tocar.

Errores frecuentes

• «Romper enlaces libera energía». Es al revés: romper un enlace siempre requiere energía. La energía se libera cuando se forman los enlaces nuevos de los productos.
• «Si el recipiente se enfría, el sistema pierde calor». El recipiente es parte del entorno. Si se enfría, es porque le cede energía al sistema, así que el sistema gana energía: la reacción es endotérmica.
• «Un catalizador cambia el ΔH». El catalizador ofrece otro camino con menor E_a, pero no cambia la energía de los reactivos ni la de los productos, así que ΔH sigue igual.

Para pensar

• La oxidación de los alimentos en las células libera mucha energía. ¿Por qué no nos quemamos por dentro después de comer?
• Si la oxidación de la madera o del plástico no tuviera energía de activación, ¿qué pasaría con esos materiales en contacto con el aire?

Idea clave

El signo del ΔH depende del balance entre la energía que cuesta romper los enlaces de los reactivos y la que se libera al formar los de los productos.

Resumen

La velocidad de una reacción depende de cuántos choques eficaces ocurren por segundo; la temperatura, la concentración, la superficie de contacto y los catalizadores la modifican. Las reacciones reversibles llegan a un equilibrio dinámico que responde a las perturbaciones.

Explicación

Para que dos partículas reaccionen tienen que chocar, y el choque tiene que ser eficaz: con energía suficiente para romper uniones y con la orientación adecuada. Todo lo que aumenta la cantidad de choques eficaces por segundo acelera la reacción.

Temperatura: las partículas se mueven más rápido y chocan más seguido, pero lo decisivo es que crece la fracción de choques con energía suficiente. Por eso la leche se corta mucho antes fuera de la heladera.

Concentración: con más partículas de reactivo en el mismo volumen hay más choques por segundo. La lavandina concentrada blanquea más rápido que la diluida.

Superficie de contacto: en un sólido solo reaccionan las partículas expuestas, y molerlo expone más. Un comprimido efervescente triturado reacciona antes que uno entero.

Catalizador: ofrece un camino con una barrera de energía menor, así que más choques la superan. No se consume. La catalasa del hígado, un catalizador biológico, descompone el agua oxigenada en segundos.

Muchas reacciones son reversibles: los productos vuelven a formar reactivos. En un recipiente cerrado, la reacción directa se frena a medida que se gastan los reactivos y la inversa se acelera a medida que se acumulan productos, hasta que las dos ocurren a la misma velocidad. Ese es el equilibrio dinámico: las concentraciones dejan de cambiar, pero las dos reacciones siguen ocurriendo.

N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g)

Si se perturba un sistema en equilibrio cambiando una concentración, la temperatura o la presión, el sistema se desplaza hacia el lado que contrarresta ese cambio (principio de Le Chatelier). Agregar N₂ o H₂, o retirar NH₃, favorece la formación de amoníaco. Como la reacción directa libera energía, enfriar la favorece y calentar la desfavorece. Aumentar la presión reduciendo el volumen favorece el lado con menos moléculas gaseosas: el del amoníaco (2 frente a 4).

Acá se cruzan las dos ideas del bloque: enfriar da más amoníaco en el equilibrio, pero hace la reacción más lenta. Por eso en la industria se trabaja a una temperatura intermedia, a alta presión y con catalizador.

Errores frecuentes

• «En el equilibrio la reacción se detiene». Las dos reacciones siguen ocurriendo a la misma velocidad. Lo que deja de cambiar es la concentración de cada sustancia, no la actividad de las partículas.
• «En el equilibrio hay igual cantidad de reactivos y productos». Lo que se igualan son las velocidades directa e inversa, no las cantidades. Un equilibrio puede tener casi todo reactivo o casi todo producto.
• «El catalizador se gasta y empuja el equilibrio hacia los productos». El catalizador se recupera al final y acelera por igual la reacción directa y la inversa: se llega antes al equilibrio, pero al mismo equilibrio.

Para pensar

• Si en un recipiente cerrado el color de una mezcla en equilibrio deja de cambiar, ¿qué evidencia podrías buscar para mostrar que las partículas siguen reaccionando?
• Si se agrega un catalizador a una reacción que ya está en equilibrio, ¿cambia algo de lo que se observa a simple vista? ¿Por qué?

Idea clave

La velocidad depende de los choques eficaces por segundo; el equilibrio es el estado en que la reacción directa y la inversa ocurren a la misma velocidad, y un cambio de concentración, temperatura o presión lo desplaza hacia el lado que lo contrarresta.