Reacciones químicas: estequiometría y velocidad

En el estudio de la materia, es fundamental distinguir entre dos tipos de transformaciones: los cambios físicos y los cambios químicos.

• Cambios físicos: Son procesos en los que no cambia la naturaleza de la sustancia. Ejemplos comunes son los cambios de estado (evaporación del agua) o la fragmentación. Las moléculas siguen siendo las mismas.
• Cambios químicos (Reacciones químicas): Son procesos en los que unas sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otras distintas, llamadas productos.

Desde el punto de vista microscópico, una reacción química implica una reordenación atómica. Para que esto ocurra, debe producirse la ruptura de enlaces en los reactivos y la formación de nuevos enlaces para dar lugar a los productos. Es importante notar que existe una conservación de la identidad atómica: los átomos que hay al principio son los mismos que hay al final, solo que combinados de forma diferente.

Evidencias experimentales de una reacción:

1. Cambio de color.
2. Desprendimiento de gases (efervescencia).
3. Formación de un precipitado (sólido que cae al fondo).
4. Variación de temperatura (emisión o absorción de calor).

Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción. Se escribe de la siguiente forma: $\text{Reactivos} \rightarrow \text{Productos}$

En ella utilizamos varios símbolos clave:

• Fórmulas químicas: Indican la composición de las sustancias (ej. $H_2O, O_2$).
• Estados de agregación: Se indican entre paréntesis tras la fórmula: $(s)$ para sólido, $(l)$ para líquido, $(g)$ para gas y $(ac)$ para acuoso (disuelto en agua).
• Coeficientes estequiométricos: Son los números que van delante de las fórmulas. Indican la proporción en la que participan las moléculas o moles.
• Ley de Lavoisier: También conocida como Ley de conservación de la masa, establece que en una reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.

Ajustar o balancear una ecuación consiste en colocar los coeficientes adecuados para que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la flecha.

Método de tanteo:

1. Contar los átomos de cada elemento en reactivos y productos.
2. Ajustar primero los metales y no metales.
3. Ajustar el hidrógeno y, por último, el oxígeno.
4. Regla de oro: Nunca se deben modificar los subíndices de las fórmulas químicas, solo los coeficientes.

Ejemplo: Ajuste de la combustión del metano: $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$ Aquí vemos que hay 1 átomo de C, 4 de H y 4 de O en ambos lados.

En química no contamos átomos de uno en uno porque son demasiado pequeños. Usamos el mol.

• Definición: Un mol es la cantidad de sustancia que contiene $6,022 \cdot 10^{23}$ partículas (átomos, moléculas o iones). Este número se conoce como Número de Avogadro ($N_A$).
• Masa Molar ($M$): Es la masa de un mol de sustancia, expresada en $g/mol$. Numéricamente coincide con la masa atómica o molecular de la tabla periódica.

Relación fundamental: $n = \frac{m}{M}$ Donde $n$ es el número de moles, $m$ es la masa en gramos y $M$ es la masa molar.

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

1. Escribir y ajustar la ecuación química.
2. Convertir los datos de masa (gramos) a moles usando la masa molar.
3. Utilizar la relación de los coeficientes (factores de conversión) para hallar los moles de la sustancia deseada.
4. Convertir esos moles de nuevo a gramos si es necesario.

Ejemplo: Si reaccionan 10g de $H_2$ con exceso de $O_2$ para dar agua ($2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$), la relación es de 2 moles de $H_2$ por cada 2 moles de $H_2O$.

Cuando trabajamos con gases o sustancias disueltas, usamos otras fórmulas:

• Gases Ideales: En condiciones normales (C.N.: $0^\circ C$ y $1\text{ atm}$), un mol de cualquier gas ocupa $22,4\text{ litros}$. Para otras condiciones, usamos: $P \cdot V = n \cdot R \cdot T$ Donde $R = 0,082 \frac{atm \cdot L}{mol \cdot K}$.
• Disoluciones: La concentración más común es la Molaridad ($M$): $M = \frac{n \text{ (moles soluto)}}{V \text{ (litros disolución)}}$

La cinética química estudia la rapidez con la que los reactivos se consumen o los productos se forman. Se define como la variación de la concentración de una sustancia por unidad de tiempo.

Para que ocurra una reacción, seguimos la Teoría de Colisiones:

1. Las moléculas deben chocar.
2. El choque debe tener la orientación adecuada.
3. El choque debe tener suficiente energía, llamada Energía de Activación ($E_a$), para romper los enlaces antiguos. Si el choque cumple esto, se llama choque eficaz.

Podemos modificar la rapidez de una reacción actuando sobre:

• Temperatura: Al aumentar la temperatura, las partículas se mueven más rápido, hay más choques y estos son más energéticos.
• Concentración: A mayor concentración de reactivos, mayor probabilidad de colisiones.
• Grado de división: En sólidos, cuanto más fino sea el polvo, más superficie de contacto hay y más rápida es la reacción.
• Catalizadores: Sustancias que cambian la velocidad de la reacción sin consumirse en ella.

Los catalizadores son esenciales para la vida y la industria:

• Enzimas: Son biocatalizadores proteicos que permiten que las reacciones químicas en nuestro cuerpo (como la digestión) ocurran a temperatura corporal y de forma casi instantánea.
• Convertidores catalíticos: En los coches, transforman gases tóxicos ($CO$, óxidos de nitrógeno) en gases menos nocivos ($CO_2, N_2, H_2O$).
• Inhibidores: Son sustancias que retrasan una reacción, como los conservantes alimentarios que evitan la oxidación de la comida.

La industria química es el motor de la economía moderna. Destacan:

• Proceso Haber-Bosch: La síntesis del amoníaco ($NH_3$) a partir de nitrógeno e hidrógeno. Es vital para producir fertilizantes que alimentan a la población mundial.
• Polimerización: Reacciones para crear plásticos, fibras sintéticas y gomas a partir de derivados del petróleo.

La combustión es una reacción de oxidación rápida que desprende energía. Sin embargo, tiene efectos secundarios negativos:

1. Efecto invernadero: La quema de combustibles fósiles libera grandes cantidades de $CO_2$, que atrapa el calor en la atmósfera provocando el cambio climático.
2. Lluvia ácida: Los óxidos de azufre ($SO_x$) y nitrógeno ($NO_x$) de las fábricas reaccionan con el agua de lluvia formando ácidos corrosivos.
3. Transición energética: Se busca sustituir combustibles fósiles por biocombustibles o hidrógeno para reducir la huella de carbono.

La Química Verde o sostenible busca diseñar productos y procesos que minimicen el uso y la generación de sustancias peligrosas. Sus pilares son:

• Prevención: Es mejor evitar los residuos que limpiarlos después.
• Eficiencia atómica: Diseñar reacciones donde la mayor cantidad posible de átomos de los reactivos terminen en el producto final.
• Uso de materias renovables: Utilizar biomasa en lugar de petróleo siempre que sea posible.
• Sostenibilidad: Garantizar que las necesidades químicas actuales no comprometan los recursos de las generaciones futuras.