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Reacciones químicas

Contenido del artículo
Generalidades
Tipos de reacciones
Reacciones de intercambio o sustitución
Reacciones de descomposición
Reacciones de combinación o síntesis
Reacciones en medio acuoso
Reacciones de precipitación
Reacciones de neutralización



Generalidades

Cuando dejamos abandonado un clavo de hierro (Fe) brillante a la intemperie, no tarda mucho en perder el brillo, luego se recubre de una capa rojiza polvorienta que con el tiempo aumenta de espesor y puede hasta formar unos gránulos protuberantes que terminan a la larga destruyendo todo el acero del clavo para convertirse en herrumbre. Resulta claro que se está produciendo una transformación en la cual el hierro que constituye la masa del clavo se está convirtiendo en otro producto. ¿Porqué sucede esto?, la explicación radica en que el hierro del clavo en presencia de la humedad ambiental reacciona con el oxígeno (O2) del aire para formar óxido de hierro (Fe2O3). A este tipo de cambio, donde las sustancias se ven involucradas en la formación de una o mas nuevas sustancias con características físicas y químicas diferentes a las de las sustancias originales se le llama reacción química. De modo que podemos definir la reacción química como:

En una reacción química una o mas sustancias se convierten en una o mas sustancias nuevas cuya composición y propiedades difieren de las sustancias originales.

En nuestro ejemplo del clavo, las sustancias originales son dos, hierro y oxígeno y la sustancia nueva el óxido de hierro.

Llamaremos a las sustancias originales reaccionantes y a las sustancias formadas productos. Las reacciones químicas se representan en forma de una ecuación química, que de cierta forma se parece a una ecuación matemática. En ambas ecuaciones hay dos partes, en la ecuación matemática hay dos grupos de números o variables relacionadas separadas por un signo =, en las ecuaciones químicas se usa una flecha que separa las fórmulas moleculares de reaccionantes y productos.

Reaccionantes -----------> Productos

En química, con frecuencia se agrega entre paréntesis a la fórmula química de los productos involucrados en la reacción la fase de la materia en que se encuentran; (g) para gas, (l) para líquido y (s) para sólido, de modo que la reacción química entre el hidrógeno (H2) y el oxígeno (O2) para dar agua se puede escribir así:

H2(g) + O2(g)  ---------->   H2O(l)            (Reacción 1)

Pero si se fija bien en la reacción 1 algo anda mal, del lado izquierdo hay dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno, mientras que del lado derecho solo hay un átomo de oxígeno, la "igualdad atómica" no se cumple. Para resolver este problema se procede a balancear la reacción.

Cuando un ecuación química está balanceada la cantidad de átomos participantes como reaccionantes es igual a la cantidad de átomos presentes en los productos.

Para balancear la reacción 1 podemos proceder de dos maneras mostradas en las reacciones 2 y 3.

H2(g) + ½O2(g)  ---------->   H2O(l)        (Reacción 2)

o bien:

 2H2(g) + O2(g)  ---------->   2H2O(l)         (Reacción 3)

La segunda forma es la preferida (Reacción 3) debido a que no hay que fraccionar las moléculas, lo que para algunos no resulta correcto ya que en la realidad nunca hay ½O2 de forma natural, siempre existirá la molécula el oxígeno en forma natural como O2. La reacción 2 se puede enunciar con palabras diciendo que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para formar 2 moléculas de agua. Mientras que decir media molécula de oxígeno suena como inadecuado.

No siempre es tan fácil balancear una ecuación química, por ejemplo trate balancear la ecuación que representa la combustión del hidrocarburo C8H18 es decir:

C8H18  +  O2 --------->  CO2  +  H2O     (Reacción 4)

Le dejamos la tarea.

Tipos de reacciones

En la química las posibilidades de producirse reacciones químicas son inmensas y esto lo advirtieron ya los primeros alquimistas, con el paso del tiempo los químicos se dieron cuenta de que había que organizar todo ese inmenso grupo de reacciones diferentes a fin de dar "cierto orden a la casa" y con ello poder entender mejor que es lo que sucede en las reacciones químicas. El largo trabajo de estudio de las reacciones condujo a clasificarlas en ciertos tipos. Observe las reacciones siguientes en las que los colores de las letras dan una pista: 

Reacciones de intercambio o sustitución.


2Al2  +  Fe2O3  ----------->  Al2O3  +  2Fe    (Reacción 5)

Mg  +  2HCl   ------------->  H2  +  MgCl2     (Reacción 6)

PCl3  +  3AgF   ----------->  PF3  +  3AgCl    (Reacción 7)

Note que en las primera, (Reacción 5) el aluminio (Al) y el hierro intercambian el oxígeno, resultando en una sustitución simple. La reacción 6 aunque a primera vista aparenta ser diferente es el mismo tipo de reacción, el hidrógeno y el magnesio (Mg) intercambian el cloro (Cl).

La  tercera reacción es también de sustitución o intercambio pero esta vez el intercambio es doble, el fósforo (P) y la plata (Ag) permutan el cloro y el flúor (F).

Reacciones de descomposición

2HgO   -----calor-------->  2Hg  +  O2                   (Reacción 8)

Ahora (reacción 8), no se intercambia nada, solamente el óxido de mercurio (HgO) se descompone en mercurio (Hg) y oxígeno si se le aplica calor.

Reacción de combinación o de síntesis

H2  +  I2  ----------->  2HI                              (Reacción 9)

En la reacción de combinación (reacción 9) dos sustancias (o más) dan lugar a una (o más) sustancias diferentes. Note que es lo contrario de la reacción de descomposición. 

Reacciones en medio acuoso


Con independencia de que una cierta reacción sea de alguno de los tipos mencionados arriba, también se pueden oír otros términos, como por ejemplo reacción de precipitación. Cuando una reacción química se produce en un medio líquido, por ejemplo agua, en cuyo caso se le llama medio acuoso, se puede dar el caso de que los reaccionantes sean solubles, mientras que el (o los) productos sean insolubles de modo que a medida que la reacción se desarrolla se va formando un precipitado, integrado por el compuesto sólido insoluble que se forma, y que termina en el fondo del recipiente.

Otro tipo de reacciones con nombre propio son las reacciones de neutralización, en las que se ven envueltos un ácido y una base, en cuyo caso, si se usan las cantidades adecuadas de cada uno, la solución final resulta neutra, es decir ni es ácida ni básica. Veamos ahora una descripción simple de ambas

Reacciones de precipitación

Estas reacciones son muy prácticas y permiten en muchos casos sintetizar un determinado compuesto. Son típicas de los compuestos iónicos. Los compuestos iónicos, que comúnmente se les llama sales debido a la participación de un metal, son aquellos en los que no pueden identificarse moléculas independientes, y cuya estructura es la de una basta red de iones "amarrados" por enlaces iónicos (en el artículo Enlaces se dan detalles de lo que decimos). Para una buena parte de las sales, la disolución en agua rompe los enlaces iónicos que conforman la red (lo que se conoce como disociación), de forma que en el medio acuoso los iones están en forma libre (vea el artículo Soluciones) y esta "libertad" les permite reaccionar con otros iones presentes en el medio dando lugar a nuevos compuestos.

En la reacción química efectuada, vista desde el punto de vista iónico, puede darse el caso que los compuestos originales estaban disociados en iones al disolverse (eran solubles), mientras que el producto formado no lo hace y por tanto existe en forma molecular precipitando como sólido.

Los químicos, a través de los años, a fin de facilitar este campo de la solubilidad de los compuestos iónicos, han establecido un grupo de reglas salidas de la observación y que se pueden resumir como sigue:

Son solubles en agua:

1.- Todos las sales de sodio, potasio y amonio.

2.- Todos los acetatos y nitratos.

3.- Todos los haluros (cloruros, bromuros, ioduros) excepto los de plomo (II), plata y mercurio.

2.- Todos los sulfatos excepto los de calcio, bario, plomo (II) y estroncio.

Son insolubles en agua:

1.- Todos los fosfatos, carbonatos y sulfuros excepto los de sodio, potasio y amonio así como el sulfuro de calcio.

2.- Todos los hidróxidos excepto los de sodio, potasio, calcio y bario.

Estas reglas son muy útiles a la hora de las reacciones químicas en las que participa una sal, y conviene recordarlas en la memoria.

Reacciones de neutralización

De manera simplificada pero suficiente para la comprensión de lo que queremos tratar podemos decir que un ácido es una sustancia que al disolverse se disocia produciendo iones H+.

Sustancias comunes que nos rodean resultan ser ácidas, por ejemplo el ácido sulfúrico (H2SO4) de los acumuladores de los automóviles, el ácido clorhídrico (HCl) (también llamado ácido muriático) presente en algunos productos de limpieza de costras o en las piscinas; e incluso el ácido cítrico (C3H4OH(COOH)3 principal componente que da sabor "ácido" a los limones y otros cítricos.

Cuando estas sustancias están en medio acuosos sucede lo siguiente:

HCl  --------agua-------->  Cl-  +  H+

H2SO4  -------agua--------> SO4  +  2H+

(C3H4OH(COOH)3 --------agua------->  (C3H4OH(COO)33-  +  3H+

Los ácidos tienen sus "oponentes" químicos y resultan ser las sustancias que al disolverse en agua se disocian produciendo iones OH- denominadas bases. Los mas comunes de estos compuestos son el hidróxido de sodio (también llamado sosa cáustica) NaOH y el hidróxido de calcio o cal apagada Ca(OH)2.

Contrario a lo que sucede con los ácidos, estas bases (o hidróxidos) se disocian de la manera siguiente:

NaOH  -------agua ------->  Na+  +  (OH)-

Ca(OH)2  -------agua------->  Ca2+  +  2(OH)-

Cuando entran en contacto en medio acuoso un ácido y una base sucede algo interesante, los cationes H+ y los aniones (OH)- se enlazan para formar agua y la disolución resultante no es ni ácida ni básica (si se usan cantidades adecuadas de cada uno), es neutra y por tal motivo a este tipo de reacciones se les llama reacciones de neutralización. Si usamos como ejemplos al hidróxido de sodio y el ácido clorhídrico, la reacción resulta.

En forma de compuestos:

NaOH  +  HCl  ------------>  NaCl  +  H2O

En forma iónica:

H+  +  OH-  --------------->  H2O

Note que el ácido le ha quitado el OH a la base, esta su vez le quita el H al ácido y el resultado es agua y la sal neutra correspondiente cloruro de sodio. El "arrebato" mutuo del OH y del H justifica el nombre de "oponentes".  Los iones Na+ y Cl- quedan "huérfanos" y se mantienen de forma iónica en la solución debido a que el cloruro de sodio es soluble (se mantiene disociado). Como no se produce cambio alguno en los iones sodio y cloro se les denomina en ocasiones "espectadores".

Queremos significar que solo el cloruro de sodio como compuesto se produce si se evapora el agua de la solución de forma que puedan generarse los cristales.



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