reaccións químicas

cambios materiais e enerxéticos nas reaccións químicas

Estequiometría

As ecuacións químicas son unha representación esquemática (abreviada) das reaccións químicas. Na esquerda escribiremos os reactivos, substancias reaccionantes, na dereita os productos, substancias resultantes, e no medio un símbolo que separa ambos os dous termos:

→, = , ⇄

Para que unha reacción química estea correctamente escrita é necesario cumprir tres condicións:

1.- Lei de constancia da masa: m_prod = m_reac

2.- Lei de constancia da carga eléctrica: q_prod = q_reac

3.- Que as especies químicas que escribimos "existan".

Das condicións anteriores dedúcese que cando escribimos só as substancias que participan na reacción pode que non se cumpra algunha condición e polo tanto é necesario axustar as reaccións. O axuste ¹ das reaccións só afecta ao coeficiente estequiométrico das substancias, pois é o que determina a proporción de combinación, pero a fórmula da substancia é intocable.

A estequiometría estudia a proporción na que interveñen as substancias nas reaccións químicas. Representa un estudio cuantitativo da reacción. Para empezar o estudio é necesario axustar primeiro os coeficientes estequiométricos. Se supomos que a reacción aA+bB → cC+dD está axustada, os coeficientes estequiométricos: a, b, c, d representan a proporción de combinación en molesentre as substancias: "a" moles de A combínanse con "b" moles de B para producir "c" moles de C e "d" moles de D. Se coñecemos a proporción en moles é moi fácil pasar a unidades de masa habituais: g, kg, etc .. facendo uso do peso molecular, densidade, lei dos gases, etc.

Ás veces, pódense presentar algúns casos problemáticos pero reales:

• Cando nos reactivos químicos non hai unha pureza do 100%. Entón, hai que determinar a cantidade exacta de reactivo puro, quitadas as impurezas, e establecer as proporcións en base a cantidade de reactivo puro.
• Cando non dispomos das cantidades estequiométricas de reactivos, haberá un dos reactivos que actuará como reactivo limitante (aquel que estea en proporción menor que a estequiométrica) e determinará as cantidades de producto que se formarán. Este reactivo limitante empregarémolo para saber canto producto se formará.
• Cando dispoñemos das cantidades estequiométricas pero o rendemento (η) non é do 100%, as cantidades teórica e real calculadas non coinciden. Para determinar a cantidade real (que é a que interesa) aplicaremos a relación sinxela m_real = (m_teórica)×(η/100)

Todos estes factores debémolos ter en conta cando facemos os cálculos estequiométricos. Ás veces pódense presentar conxuntamente todos casos.

Cinética

A evolución dunha reacción química pódese seguir medindo a cantidade de producto que se forma ou a cantidade de reactivo que se consume. Definiremos a velocidade dunha reacción química como unha magnitude que mide a variación da concentración dun reactivo ou dun producto, por unidade de tempo, v = dC/dt.

Ás veces interesa acelerar ou impedir que progrese unha reacción química, os factores que inflúen na velocidade de reacción son: a) concentración dos reactivos, b) temperatura c) catalizadores. O cambio de velocidade debida a algún cambio neses factores xustifícase mediante a teoría cinética aoplicada ás reaccións químicas:

as reaccións químicas ocorren cando as moléculas dos reactivos “chocan eficazmente”

a) se a concentración de reactivos aumenta, a velocidade tamén (choques máis frecuentes).

b) se a temperatura aumenta a velocidade aumenta (choques máis eficaces).

c) en xeral, os catalizadores aumentan a velocidade dunha reacción, sen embargo os inhibidores diminúena.

Equilibrio

Normalmente, as reaccións terminan sen consumir todos os reactivos, isto é así porque a reacción química inversa, de productos a reactivos, tamén se pode producir. Cando as velocidades directa e inversa son iguais, as concentracións de productos e reactivos elevadas aos seus expoñentes non cambian co tempo (hai equilibrio químico).

As concentracións máximas de productos e reactivos que se poden obter a unha temperatura dada están determinadas pola constante de equilibrio.

Enerxía

Sempre que se produce unha reacción química hai un intercambio de enerxía en forma de calor e/ou traballo entre o sistema (a reacción) e o exterior (o laboratorio). Segundo como sexa o intercambio de calor, as reaccións clasifícanse en: a) Exotérmicas: dan calor ao exterior, b) Endotérmicas: collen calor do exterior. A calor que dá ou colle unha reacción mídese nun calorímetro pola coñecida ecuación de intercambio de calor Q_cal = -Q_R = mCΔT, aplicada aos productos. Entón como dixemos antes se cumplirá para as r. endotérmicas que Q_R>0 e para as r. exotérmicas que Q_R<0. No laboratorio as condicións de traballo máis normais son a temperatura (a do laboratorio) e presión (a atmosférica) constantes e Q_R mídese en kJ.mol^-1 ou kcal.mol^-1.

exemplos de reaccións químicas

Reaccións ácido-base

Arrhenius foi un dos primeiros químicos no estudio destas reaccións. Analizou as propiedades características das disolucións acuosas dos ácido e as bases e chegou á conclusión de que as propiedades dos ácido son debidas aos ions H⁺ e as das bases aos ions OH^-. En consecuencia propuxo as seguintes definicións en disolución acuosa: ácido: é toda substancia que se disocia doando ions H⁺ ebase: toda susbtancia que se disocia doando ions OH^-

Coas definicións de Arrhenius entendemos por que os ácidos e as bases se neutralizan cando os mesturamos: 2H⁺_(ac) + 2Cl^-_(ac) + Ca²⁺_(ac) + 2OH^-_(ac) → 2H₂O + 2Cl^-_(ac) + Ca²⁺_(ac), e é evidentemente porque os productos da reacción son auga (o disolvente, neutro por definición) e un sal disolto.

Estequiometría: axústanse facendo que (n de H⁺) = (n de OH^-)

Cinética: extraordinariamente rápidas (do orden dos milisegundos, 10^-3 s)

Enerxía: exotérmicas (Q_R < 0)

O grao de acidez está determinado pola concentración de H⁺, pero como as disolucións son en auga débese cumprir o producto iónico da auga, C_H+×C_OH- = 10^-14 e as concentracións deben ser moi pequenas. Un número útil para medir a acidez dunha disolución é o pH que se define como o menos logaritmo da C_H+. En función deste número podemos dar unha escala de acidez, entre 0 e 14, de forma que se: a) pH<7 ácida, b) pH=7 neutra, e c) pH>7 básica.

Reaccións redox

Igual que fixemos coas reaccións ácido-base definiremos oxidación como un proceso químico no que un átomo ou grupo de átomos perden electróns e a reducción un proceso no que un átomo ou grupo de átomos gañan electróns. Estas definicións pódense aplicar máis sinxelamente no caso de substancias elementais ou aos seus ions.

Na oxidación hai unha perda de electróns ou un aumento das cargas positivas, mentras que na reducción hai unha ganancia de electróns ou diminución das cargas positivas. Ambas reaccións prodúcense simultaneamente (redox) e os electróns perdidos deben ser igual ao gañados.

Estequiometría: axustanse tendo en conta que os (electróns gañados) = (electróns perdidos)

Cinética: relativamente lentas (moito máis lentas que as ácido base)

Enerxía: exotérmicas en xeral, pero a súa enerxía se emprega na corrente eléctrica.

O intercambio electrónico entre substancias pódese utilizar para obter corrente eléctrica mediante dispositivos adecuados (pilas galvánicas) e viceversa utilizar a corrente eléctrica para producir reaccións químicas (pilas electrolíticas).

Faraday estudiou o efecto da corrente eléctrica nas reaccións e obtivo os seguintes resultados:

• A masa dun elemento depositada ou desprendida nun electrodo é directamente proporcional á cantidade de electricidade que pasa polo circuíto, m = K₁Q = K₁.I.t.
• A masa dun elemento depositada ou desprendida nun electrodo é directamente proporcional ao equivalente químico do elemento, m = K₂P_eq.
• A cantidade de electricidade necesaria para depositar ou desprender un equivalente de calquera elemento é constante, F = 96500 / C.

Destas tres leis (leis de Faraday) podemos deducir que a masa (g) depositada nunha electrólise ven dada pola ecuación

Aplicacións da electrólise: obtención de productos ou elementos puros (sodio, cloro, etc.) a partir dos seus sales fundidos, purificación de metais, recubrimentos metálicos, pilas galvánicas (pilas) que son dispositivos que transforman en enerxía eléctrica a enerxía química dunha reacción redox (o proceso é inverso ao da electrolise).

Anterior: MATERIA ; Seguinte: ORGÁNICA ;