Reacciones químicas y estequiometría

En el estudio de la materia, es crucial distinguir entre dos tipos de transformaciones:

1. Cambios físicos: Son procesos en los que la naturaleza de las sustancias no varía. Las moléculas siguen siendo las mismas, solo cambia su estado de agregación, su forma o su posición. Por ejemplo, cuando el hielo se funde para convertirse en agua líquida, la sustancia sigue siendo $H_2O$.
2. Cambios químicos (Reacciones químicas): Son procesos en los que unas sustancias desaparecen para transformarse en otras nuevas con propiedades diferentes. A nivel molecular, los átomos se reorganizan.

Para identificar si ha ocurrido una reacción química en el laboratorio, buscamos evidencias experimentales como:

• Cambio inesperado de color.
• Desprendimiento de gases (efervescencia).
• Formación de un sólido (precipitado) al mezclar dos líquidos.
• Variación de la temperatura (emisión o absorción de calor).

Una reacción química ocurre cuando los enlaces químicos entre los átomos de las sustancias iniciales se rompen y los átomos se reagrupan para formar nuevos enlaces.

Para explicar cómo sucede esto, utilizamos la Teoría de Colisiones:

• Las moléculas deben chocar entre sí.
• El choque debe tener energía suficiente para romper los enlaces antiguos.
• El choque debe ocurrir con la orientación adecuada.

En este proceso, llamamos reactivos a las sustancias iniciales y productos a las sustancias finales que resultan de la transformación.

Los químicos utilizan las ecuaciones químicas como un lenguaje universal para describir estas transformaciones.

Ejemplo de ecuación: $CH_4 (g) + 2 O_2 (g) \rightarrow CO_2 (g) + 2 H_2O (l)$

En una ecuación química encontramos:

• Fórmulas químicas: Indican qué sustancias participan.
• Coeficientes estequiométricos: Los números delante de las fórmulas (como el 2 en $2 O_2$) que indican la proporción de moléculas.
• Estados de agregación: Entre paréntesis, indican si la sustancia es sólida $(s)$, líquida $(l)$, gaseosa $(g)$ o está en disolución acuosa $(ac)$.

Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, enunció a finales del siglo XVIII la Ley de Conservación de la Masa: "En una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos".

Esto significa que la materia ni se crea ni se destruye, solo se transforma. Si realizamos una reacción en un sistema cerrado (donde no entra ni sale materia), la balanza marcará lo mismo antes y después del experimento. En un sistema abierto, si se desprende un gas, parecerá que se pierde masa, pero es simplemente porque el gas ha escapado a la atmósfera.

Puesto que los átomos no pueden desaparecer, una ecuación química debe estar "ajustada" o equilibrada. El número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en ambos lados de la flecha.

Para ajustar por el método de tanteo:

1. Contamos los átomos de cada elemento en reactivos y productos.
2. Colocamos coeficientes delante de las fórmulas (nunca cambiamos los subíndices de las fórmulas).
3. Sugerencia: Ajustar primero los metales, luego los no metales, y dejar el Hidrógeno y el Oxígeno para el final.

Ejemplo: Ajuste de la formación del amoníaco: $N_2 + H_2 \rightarrow NH_3$

• Hay 2 nitrógenos a la izquierda y 1 a la derecha → Ponemos un 2: $N_2 + H_2 \rightarrow 2 NH_3$.
• Ahora hay 6 hidrógenos a la derecha y 2 a la izquierda → Ponemos un 3: $N_2 + 3 H_2 \rightarrow 2 NH_3$. (Ajustada).

En el laboratorio, comprobamos la Ley de Lavoisier usando balanzas de precisión. Un experimento típico es la reacción de precipitación:

1. Se pesan dos disoluciones transparentes por separado (ej. nitrato de plata y cloruro de sodio).
2. Se mezclan, formando un sólido blanco.
3. Se vuelve a pesar el conjunto. La masa permanece invariable a pesar del cambio visual drástico.

Es importante considerar el cálculo de errores: la diferencia mínima que puede existir debido a la precisión del instrumento o a pequeñas pérdidas durante la manipulación.

Dado que los átomos son minúsculos, los químicos necesitan una unidad para contar grandes cantidades de ellos. Esa unidad es el mol.

• Un mol contiene $6,022 \times 10^{23}$ partículas (Número de Avogadro).
• La masa molar ($M$) es la masa de un mol de sustancia y coincide numéricamente con su masa molecular, pero expresada en gramos/mol ($g/mol$).

Relación fundamental: $n (\text{moles}) = \frac{m (\text{masa en gramos})}{M (\text{masa molar})}$

La estequiometría nos permite calcular cuánto producto obtendremos a partir de una cantidad de reactivo. Los pasos son:

1. Escribir y ajustar la ecuación química.
2. Pasar la masa conocida a moles.
3. Usar la proporción de la ecuación (coeficientes) para hallar los moles de la sustancia deseada.
4. Convertir esos moles de nuevo a gramos si es necesario.

Según la Ley de Gay-Lussac, en reacciones entre gases, los volúmenes de los gases que reaccionan (a la misma presión y temperatura) están en relaciones de números enteros sencillos. En Condiciones Normales ($0^\circ C$ y $1 atm$), se cumple que 1 mol de cualquier gas ocupa siempre 22,4 litros. Esto facilita enormemente el cálculo de volúmenes en reacciones gaseosas.

Podemos agrupar las reacciones según cómo se reorganizan los átomos:

• Síntesis: Dos o más sustancias se combinan para formar una sola ($A + B \rightarrow AB$).
• Descomposición: Una sustancia se rompe en varias más sencillas ($AB \rightarrow A + B$).
• Sustitución: Un elemento desplaza a otro en un compuesto ($A + BC \rightarrow AC + B$).
• Neutralización: Reacción entre un ácido y una base para formar sal y agua.

Es un tipo de reacción química muy energética (exotérmica) donde un combustible (normalmente compuesto de carbono e hidrógeno) reacciona con el comburente (oxígeno, $O_2$).

Si la combustión es completa, los productos son siempre dióxido de carbono ($CO_2$) y agua ($H_2O$), además de la energía térmica liberada. Ejemplo: $C_3H_8 + 5 O_2 \rightarrow 3 CO_2 + 4 H_2O + \text{Energía}$.

La actividad industrial y el transporte dependen de las reacciones químicas, pero esto genera impactos ambientales:

• Efecto invernadero: El exceso de $CO_2$ de las combustiones atrapa el calor en la atmósfera, provocando el cambio climático.
• Lluvia ácida: Gases como los óxidos de nitrógeno y azufre reaccionan con el agua de las nubes formando ácidos que dañan bosques y monumentos.

La química sostenible busca procesos más limpios para minimizar estos efectos dañinos.

No todas las reacciones ocurren a la misma rapidez. La velocidad de reacción es la velocidad con la que desaparecen los reactivos o aparecen los productos.

Factores que influyen:

1. Temperatura: Al aumentar la temperatura, las partículas se mueven más rápido, hay más choques y la reacción es más veloz.
2. Concentración: Cuanta más cantidad de reactivos haya en un espacio, más probable es que choquen.
3. Grado de división: Los sólidos pulverizados reaccionan más rápido que en trozos grandes.
4. Catalizadores: Sustancias que aumentan la velocidad de la reacción sin consumirse en ella. Las enzimas son los catalizadores biológicos esenciales para la vida.