Reacciones Químicas

 

Reacciones Químicas

Las reacciones químicas constituyen uno de los pilares fundamentales de la Química, ya que permite comprender cómo las sustancias se transforman unas en otras, cómo se conservan la materia y las cargas eléctricas, y cómo estos procesos pueden aprovecharse tanto en el laboratorio como en la vida cotidiana, la industria y la tecnología. A través de las reacciones químicas se explican fenómenos tan diversos como la combustión, la corrosión, la digestión de los alimentos, la producción de energía eléctrica en baterías, la síntesis de medicamentos y el funcionamiento de numerosos procesos biológicos e industriales.

Ecuaciones químicas

Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. En ella se indican las sustancias que reaccionan, llamadas reactivos, y las sustancias que se forman, llamadas productos. Se escribe generalmente de la forma:

Reactivos → Productos

Por ejemplo:

Esta ecuación indica que dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para formar dos moles de agua.

Las ecuaciones químicas deben cumplir con la ley de conservación de la masa, la cual establece que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. Esto implica que el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo antes y después de la reacción. El proceso de ajustar los coeficientes para cumplir esta condición se llama balanceo de ecuaciones químicas.

Una ecuación química balanceada transmite mucha información:

• Identidad de reactivos y productos.
• Proporciones en que reaccionan las sustancias (relaciones molares).
• Estado físico de las sustancias:
• (s) sólido
• (l) líquido
• (g) gas
• (ac) disuelto en agua
• Condiciones especiales: calor, catalizadores, presión, electricidad, etc.

Ejemplo completo:

Esto indica no solo la reacción química, sino también el estado físico de cada especie.

Las ecuaciones químicas son la base para todos los cálculos cuantitativos posteriores en química, especialmente en estequiometría.

 

Estequiometría

La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química. Permite responder preguntas como:

• ¿Cuánta cantidad de reactivo se necesita para obtener cierta cantidad de producto?
• ¿Cuánto producto máximo se puede formar?
• ¿Qué reactivo se consume primero?
• ¿Cuál es el rendimiento real de una reacción?

La base de la estequiometría es la ecuación química balanceada, ya que sus coeficientes representan relaciones molares.

Ejemplo:

Esto significa:

• 1 mol de N₂ reacciona con 3 moles de H₂
• Produce 2 moles de NH₃

Si se tienen 2 moles de N₂, se necesitarán 6 moles de H₂ y se formarán 4 moles de NH₃.

Pasos típicos en un problema estequiométrico:

1. Escribir y balancear la ecuación química.
2. Convertir las cantidades dadas a moles.
3. Usar las proporciones molares.
4. Convertir los moles obtenidos a la unidad deseada (gramos, litros, etc.).

Además, en la práctica se trabaja con:

• Reactivo limitante: el que se consume primero y limita la cantidad de producto formado.
• Reactivo en exceso: el que sobra después de completarse la reacción.
• Rendimiento teórico: cantidad máxima de producto que se puede obtener.
• Rendimiento real: cantidad que se obtiene experimentalmente.
• Porcentaje de rendimiento:

La estequiometría es esencial en laboratorio, industria química, farmacia, ingeniería química y procesos ambientales.

Reacciones redox

Las reacciones redox (reducción–oxidación) son aquellas en las que ocurre transferencia de electrones entre las sustancias que reaccionan.

• Oxidación: pérdida de electrones.
• Reducción: ganancia de electrones.

Siempre ocurren juntas: no puede haber oxidación sin reducción.

Ejemplo clásico:

Aquí:

• El zinc se oxida:

• El cobre se reduce:

El zinc es el agente reductor (cede electrones). El cobre es el agente oxidante (acepta electrones).

Las reacciones redox explican:

• Corrosión de metales.
• Combustión.
• Funcionamiento de baterías.
• Procesos biológicos como la respiración celular.
• Procesos industriales de obtención de metales.

El balanceo de reacciones redox puede hacerse por:

• Método del ion–electrón.
• Método de números de oxidación.

 

Funcionamiento de pilas y baterías. Diagrama de celda

Una pila o celda electroquímica es un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica mediante una reacción redox espontánea.

Está formada por:

• Dos electrodos:
• Ánodo: donde ocurre la oxidación.
• Cátodo: donde ocurre la reducción.
• Un electrolito que permite el movimiento de iones.
• Un circuito externo que permite el flujo de electrones.

Ejemplo: Pila de Daniell

Este es el diagrama de celda, y se interpreta así:

• A la izquierda: ánodo (oxidación).
• A la derecha: cátodo (reducción).
• La doble barra (||) representa el puente salino.
• La barra simple (|) separa fases.

 

Semirreacciones:
Ánodo:

Cátodo:

Los electrones fluyen externamente desde el ánodo al cátodo, produciendo corriente eléctrica.

Las baterías son conjuntos de una o más celdas electroquímicas conectadas entre sí. Se clasifican en:

• Primarias: no recargables (pilas comunes).
• Secundarias: recargables (baterías de celular, laptop, automóvil).

Ejemplos:

• Batería de plomo–ácido (automóviles).
• Baterías de ion–litio (dispositivos electrónicos).
• Baterías alcalinas.

Estas tecnologías son una aplicación directa de los principios de las reacciones redox.