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Cuando observamos ciertas reacciones químicas, podemos
comprobar que no solo hay una transformación en la naturaleza química de la
especie reactante, también hay un cambio energético. Por ejemplo, reacciones
como la del gas del cloro y el sodio metálico son evidentemente explosivas, y
no falta ser un genio para señalar que liberan grandes cantidades de energía.
Otras reacciones como la electrolisis del agua, para producir gas de oxígeno y
de hidrógeno requiere invertir una gran cantidad de energía, en este caso se da
una absorción energética.
De esto podemos
desprender una clasificación de las reacciones en torno a sus necesidades
energéticas. Las reacciones exergónicas son aquellas que liberan energía, ya sea en
forma de luz, calor, electricidad o combinaciones de las anteriores y otras
más. Las reacciones endergónicas son aquellas que absorben energía, ya sea calor, electricidad o
luz.
A parte de esto, si
tomamos las leyes cero y segunda de la termodinámica podemos decir que, dado
que la energía tiende a dispersarse con el tiempo, y que las reacciones
exergónicas hacen precisamente eso, podemos concluir que las reacciones
exergónicas tenderán a ser espontáneas, se producen naturalmente con más
facilidad ya que tienen a cumplir con más fluidez las leyes cero y segunda de
la termodinámica. Las reacciones endergónicas por otra parte, tienden a
acumular energía, y aunque generalmente no son imposibles, si requieren de
ciertas condiciones para darse, en especial se requiere un donante de energía
externo al sistema químico. A este tipo de reacciones las denominamos
generalmente no espontáneas.
De lo anterior
obtenemos generalmente una relación directa: Las reacciones exergónicas son generalmente reacciones
espontaneas; mientras que las reacciones endergónicas son
generalmente reacciones no espontáneas. Cuando se realiza el balanceo en
una reacción química, no solo debe hacerse el balanceo de
masas y balanceo de cargas, también debe realizarse el balanceo
energético.
Ahora bien,
dependiendo del tipo de energía, las reacciones exergónicas y endergónicas
pueden reclasificarse. En ese sentido lo más común es emplear las energías
térmica y lumínica. De esta manera emergen las categorías de exotérmicas y endotérmicas según
liberan o absorben calor; o exolumínicas y endolumínicas según
emiten o absorben luz.
Las reacciones químicas completas cuando todo el reactivo es
convertido al producto (o al menos infinitesimalmente). En este caso, debemos
escribir un signo = o mejor “y de hecho infinitamente más común” una flecha →, en el sentido en que se
da la trasformación, con la
punta indicando la generación
de los productos de la reacción.
En ellas los productos reactantes se van consumiendo hasta que desaparece
alguna de las especies químicas a un nivel infinitesimal. Hay reacciones que se
detienen antes de que todo el reactante se haya consumido y convertido en la
especie química producto. La paralización del proceso químico es meramente
aparente; sucede que los productos resultantes, a medida que se forman,
reaccionan entre sí para regenerar el reactivo de partida.
La notación de
doble flecha con punta incompleta de una reacción reversible en equilibrio (34) resume dos procesos que se dan de manera
simultánea (35, 36). Se dan entonces dos reacciones
independientes, simultáneamente, pero en sentido inverso. En las reacciones
reversibles se alcanza un estado en el cual la conversión entre las reacciones
opuestas se equilibra, generando un estado de aparente estabilidad. A
esta condición se la denomina equilibrio. Alcanzado el equilibrio en una
reacción química, las masas aparentes de reactivos y productos no cambia a
través del tiempo.
Ahora teniendo claro
lo anterior, es posible clasificar las reacciones químicas en reversibles o
irreversibles. Las reacciones reversibles son aquellas que tienden a establecer
equilibrios químicos entre productos y reactivos, lo cual trae como
consecuencia directa que jamás se consume todo el reactivo, pues este es
regenerado por la reacción en reversa. Las reacciones irreversibles por otro
lado solo poseen un sentido y en consecuencia es posible consumir la totalidad
del reactivo.
Las reacciones ácido
base son un poco difíciles de explicar, en el sentido de que hay al menos dos
teorías ácido-base de uso común, sin embargo, nos restringiremos exclusivamente
a la más simple y con mayor repercusión en otras áreas de la ciencia como la
bioquímica y la biología, es decir, la teoría de Bronsted-Lowry. En estas
reacciones los ácidos se definen como toda sustancia que aumenta la cantidad de
iones protio(1+) en un sistema acuoso, mientras que una base será toda
sustancia que disminuye la cantidad de iones protio(1+) en el sistema. Los
iones hidroxilo(1-) pueden ser base, pero otras como el azano “vulgarmente
llamado amoniaco” también pueden serlo. En ambos casos se captura un ion
protio(1+) transformando al ion hidroxilo(1-) en agua o al azano en
azanio “antes conocido como ion amonio”.
En la teoría de
ácidos y bases de Lewis, la acidez se define como una afinidad para atraer
electrones o a unirse a zonas donde hay electrones sin capturarlos. Esto
implica que todo agente oxidante es un ácido de Lewis, pero también lo serán
las sustancias que magnéticamente sean atraídas por zonas negativas, lo cual a
su vez implica que todo catión “sustancia cargada positivamente” es un ácido de
Lewis. Las bases de Lewis serán entonces sustancias que tienden a donar
electrones, como los metales. Bajo esta perspectiva el indicador universal de
acidez en la teoría de Bronsted-Lowry que es el ion protio(1+) es un ácido de
Lewis al poseer carga positiva y ser atraído por zonas de carga negativa.
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Reacciones en la que siempre hay dos elementos que cambian
sus estados de oxidación al pasar por la reacción química, formando dos
semirreacciones. La primera es la semireacciones de reducción en la que una
sustancia gana electrones y se hace más negativo (o menos positivo que es lo
mismo).
31
Recuerde que debe cumplirse la ley de la conservación de la
carga, por lo que hay cuatro cargas negativas totales en ambos lados de la
ecuación, los coeficientes estequiométricos o números grandes a la izquierda de
las fórmulas multiplican el valor de la carga.
La otra es la de oxidación en la que una sustancia pierde electrones y se hace más positivo (o menos negativo). El que gana electrones se denomina agente oxidante “elementos cercanos al flúor generalmente” y el que pierde electrones se denomina agente reductor.
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La representación de la perdida de electrones se manifiesta
porque estos salen como producto en una ecuación química.
Las
reacciones redox reciben su nombre de la fusión de dos conceptos, la oxidación
y la reducción. Redox es un nombre que surge de la fusión de otros dos más
conocidos, la oxidación y la reducción. Todos conocemos macroscópicamente que
es una oxidación, pues hemos observado como el hierro en contacto con el aire o
el agua es oxidado, el producto es el óxido de hierro, una sustancia granular y
ocre completamente diferente del hierro metálico. Sin embargo, el concepto de
reducción es más complicado y poco intuitivo.
Las
reacciones redox siempre requieren de dos especies, un agente oxidante que
adquiere los electrones (oxígeno) y un agente reductor que los pierde (hierro).
Las reacciones son muy exotérmicas y pueden liberar luz y calor. Esto se debe a
que los elementos en su estado de pureza se encuentran en estados de alta
energía a pesar de verse (más complejos), la reacción ocurre cuando el producto
(trióxido de dihierro) posee un estado de energía menor que el de los
reactivos. Se libera mucho calor al universo. Si bien el microsistema se hace
más complejo (generando una molécula de óxido de hierro), la entropía del
universo aumenta debido a la energía que se ha cedido al universo.
Pero ¿Qué es
una oxidación? Recordemos que, el oxígeno es el segundo elemento con mayor
electronegatividad en la tabla periódica, por lo que tiene una gran tendencia a
atraer sus propios electrones, así como los electrones de cualquier otro
elemento que se encuentre cerca de él (excepto por otro átomo de oxígeno y por
el átomo del flúor). De allí sabemos que el oxígeno despoja de electrones a los
otros átomos, y ese es precisamente el proceso de oxidación.
La oxidación es un proceso de perdida de electrones, dado
que los electrones portan cargas negativas, el elemento oxidado se hace más
positivo “Li → Li++e-”. La reducción es el
proceso opuesto, en el cual el elemento gana electrones “O+2e-
→ O2-”., tornándose menos positivo. En general la cantidad de
electrones que un elemento cede o capta es igual a alguno de los estados de oxidación.
Por ejemplo, todos los metales del grupo 1 poseen estados de oxidación 0 y +1,
lo cual implica que solo pueden perder electrones en cantidad de 1. Los
elementos del grupo dos tienen estados de oxidación 0 y +2, lo cual implica que
solo pueden perder 2 electrones.
Tanto la
reducción como la oxidación ocurren de manera acoplada y casi que simultánea,
no puede existir una oxidación sin que ocurra una reducción, tal como cuando
alguien da, existe alguien que recibe.
En la reacción anterior tenemos un proceso neto completo, el
cual es la suma de dos semireacciones. Los cuatro hierros pueden oxidarse desde
el estado de oxidación 0 al estado de oxidación +3, para formar dos cationes
hierro(3+) liberando 12 electrones(1-) en el proceso “4Fe → 4Fe3++12e-”.
Por otro lado el oxígeno se reduce pasando del estado de oxidación 0 al estado
de oxidación -2 para formar el anión oxido(2-), para lo cual requiere como
mínimo 4 electrones. Para que una molécula de dioxígeno se pueda oxidar
complemente se necesitan 4 electrones, mientras que un átomo de hierro metálico
solo puede liberar como máximo 3 electrones. Al modificar los indicadores
moleculares de cada elemento podemos llegar a un estado en que hay 6 electrones
liberados por 4 átomos de hierro que son absorbidos por 6 átomos de oxígeno “6
O +12 e- → 6 O2-”.
Como puede notarse, en los procesos redox se combinan los
conceptos de ionicidad y estados de oxidación, pero es importante no
confundirlos, por ejemplo, en la reacción “4Fe+3O2→ 2Fe2O3”
el producto posee al hierro y al oxígeno con estados de oxidación diferentes
que sus respectivos reactivos, pero no se marca una ionicidad, ya que al formar
la molécula del trióxido de dihierro las cargas de los iones respectivos se
cancelan.
Dependiendo de su función en un proceso redox, cada una de
las dos especies químicas involucradas que poseen cambios de estado de
oxidación se las puede clasificar como agente oxidante y agente reductor. La
regla de oro que siempre debe de tener en cuenta es que, si hay un agente oxidante,
siempre hay otro reductor, o en términos más simples, si nota que un elemento
ha cambiado de estado de oxidación en una reacción, eso significa que otro
elemento también lo ha hecho con una cantidad de cargas proporcional a alguno
de sustentados de oxidación y cantidad de átomos.
De esta forma podemos definir a los agentes oxidantes los
elementos o compuestos que despojan de electrones a otras sustancias y en el
proceso se reducen. El más común es el oxígeno y de allí el nombre, sin
embargo, existen otros, como el flúor que es aún más oxidante que el oxígeno.
Otros agentes oxidantes son sustancias con alta electronegatividad, como todos
los elementos halógenos. Los agentes oxidantes pueden identificarse como
compuestos, por ejemplo, el ácido clorhídrico es un agente fuertemente
oxidante, pero esta capacidad oxidativa depende de portar un elemento oxidante
con alta electronegatividad. El más potente de los agentes oxidantes es el
flúor, pero por tal razón raro encontrarlo libre en la atmósfera, tienen a
oxidar tanto que se encuentra férreamente unido a los elementos que ha oxidado
formando los fluoruros.
Por el contrario, los agentes reductores son los elementos
que causan la reducción, en general son donadores de electrones y poseen bajas
electronegatividades. Los metales son casi siempre agentes reductores. Debemos
recordar que, agente oxidante y agente reductor se adjudica comparando las
electronegatividades, pues un mismo elemento puede ser un agente oxidante en
algunas reacciones y un agente reductor en otras. Uno de los parámetros que más
nos permite predecir es la electronegatividad, aunque existen excepciones.
En la reacción “4Fe+3O2→ 2Fe2O3”
el hierro es el agente reductor, donando 12 electrones, que captura el
dioxígeno quien es en consecuencia el agente oxidante.
1.
Las moléculas elementales son especies formadas
por un solo elemento tienden a presentarse en estado de oxidación
cero. Inicialmente los gases nobles que están formados por átomos simples,
los gases diatómicos presentan el estado de oxidación cero. La razón para
señalar tan vehementemente estas reglas, es que muchos estudiantes empiezan a
escribir números tabla periódica en mano, adjudicándole al dioxígeno el estado
de -2 aun cuando se encuentra en su estado de gas diatómico que debe
representarse como estado de oxidación 0, un error muy común que confunde e
impide ver el cambio en el estado de oxidación de las reacciones redox.
2.
Los estados de oxidación aparecen cuando tenemos
una molécula formada por diferentes elementos. Solo los iones manifiestan los
estados de oxidación como cargas reales que deben escribirse obligatoriamente.
En las moléculas solo escribimos los estados de oxidación cuando necesitamos
saber los estados de oxidación de los elementos en una reacción química.
3.
En una molécula diatómica compuesta por
diferentes elementos, el elemento más electronegativo tendrá la carga negativa,
y el menos electronegativo la carga positiva. A partir de esta enunciamos
reglas más específicas:
4.
El flúor siempre trabaja con un estado de
oxidación de -1 a menos que esté formando su gas diatómico.
5. El oxígeno siempre trabaja con -2 a menos que
forme una molécula con flúor, esté formando su gas diatómico, esté formando un
peróxido o un super-óxido.
6. En las sales diatómicas y sus ácidos hídricos
correspondientes con halógenos “grupo de flúor” y anfígenos “grupo del
oxígeno”, las cuales son generalmente sales, el halógeno o anfígeno trabaja con
su MENOR estado de oxidación, que puede ser -2 o -1.
7. El hidrógeno trabajará con estado de +1, solo si
el otro elemento posee mayor electronegatividad. De lo contrario será -1 como
en los hidruros.
8. En compuestos orgánicos el carbono va en estado
de oxidación 0.
9. Los elementos alcalinos como el potasio “K”
siempre trabajan con el estado +1 a menos que estén en estado metálico puro.
10.
Los elementos alcalinotérreos siempre trabajan
con el estado de oxidación +2, a menos que estén en su estado metálico puro.
11.
En los ácidos ternarios, los hidróxidos y en las
sales ternarias, el único elemento con cargas negativas es el oxígeno.
12.
En caso de que el elemento no caiga en las
categorías anteriores (generalmente por tener más de un solo número de
oxidación) se revisa la carga de la molécula. En moléculas neutras la carga
neta es siempre de 0, por lo que se calculan las cargas.
En el metabolismo de todos los seres vivos, los procesos
redox tienen una importancia capital, ya que están involucrados en la cadena de
reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración aeróbica. En ambas
reacciones existe una cadena transportadora de electrones formada por una serie
de complejos enzimáticos, entre los que destacan los citocromos; estos
complejos enzimáticos aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) pares de
electrones de una manera secuencial, de tal manera que el primero cede
electrones al segundo, éste al tercero, etc., hasta un aceptor final que se
reduce definitivamente; durante su viaje, los electrones van liberando energía
que se aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma de ATP.
Si bien en sentido último todo depende del flujo de
electrones, existen métodos holísticos para evaluar el estado de oxidación de
una molécula orgánica como un todo y es mediante la presencia de agentes reductores
y agentes oxidantes. Una molécula orgánica se oxida cuando pierde agentes
reductores, gana agentes oxidantes o es degradada “digerida” a compuestos más
simples. De manera opuesta una molécula se reduce cuando gana agentes
reductores, pierde agentes oxidantes o su masa se incrementa por adición de
cadenas de carbonos. Los agentes reductores más comunes son el hidrógeno y
otras cadenas de carbono. Los agentes oxidantes más comunes con el oxígeno y
los grupos oxigenados, así como el flúor, el azufre o el nitrógeno. Otros
elementos se los puede clasificar como oxidante o reductor según se comporten
como hidrógeno u oxígeno. Por ejemplo, los metales son agentes reductores
porque se comportan como el hidrógeno y los halógenos/anfígenos restantes son
agentes oxidantes al ser análogos al oxígeno o al flúor.
La combustión es una reacción química de
reducción-oxidación, en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de
energía, en forma de calor y luz, manifestándose visualmente como fuego. En toda
combustión existe un elemento que arde (combustible) y otro que produce la
combustión (comburente), generalmente oxígeno en forma de dioxígeno gaseoso.
Los explosivos tienen oxígeno ligado químicamente, por lo que no necesitan el
oxígeno del aire para realizar la combustión.
Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales
orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. En una reacción completa todos los
elementos tienen el mayor estado de oxidación. Los productos que se forman son
el dióxido de carbono (CO2) y el agua, el dióxido de azufre (SO2)
(si el combustible contiene azufre) y pueden aparecer óxidos de nitrógeno (NOx),
dependiendo de la temperatura y la cantidad de oxígeno en la reacción.
En los metales una consecuencia muy importante de la
oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo, dado que
los materiales adquieren o modifican sus propiedades según a los agentes que
estén expuestos, y como actúen sobre ellos. Combinando las reacciones de
oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica se consiguen las pilas
electroquímicas. Estas reacciones pueden aprovecharse para evitar fenómenos de
corrosión no deseados mediante la técnica del ánodo de sacrificio y para la
obtención de corriente eléctrica continua.
Por lo general en un planeta desprovisto de vida todos los
gases altamente oxidantes como el difluor y el dioxígeno reaccionan con los
metales y no metales presentes, precipitando en forma de minerales o
permaneciendo como atmósferas débilmente oxidantes. El dioxígeno libre en la
atmósfera es una anormalidad en el universo, y en nuestro planeta Tierra se
presenta principalmente porque en la fotosíntesis del tipo II los seres vivos
se encargan de oxidar la molécula de agua, generando iones protio(1+) para
generar un potencial electro-osmótico, y liberan el dioxígeno gaseoso como gas
de desecho. Sin embargo, una vez liberado, el dioxígeno gaseoso es tan reactivo
como lo dice la teoría, y esa es precisamente la razón por la cual en nuestra
atmósfera podemos hacer fogatas, es el dioxígeno liberado en la atmósfera lo
que permite la combustión, así como otros procesos oxidantes como el embolismo
aeróbico.
El procedimiento es muy simple una vez se tienen las
habilidades de escribir correctamente los estados de oxidación de los elementos
dentro de cualquier molécula. Primero, se debe escribir el estado de oxidación
de todos los elementos involucrados en la reacción química. La reacción será
redox si encuentras al menos un elemento, ya que forzosamente eso implica que
hay al menos dos elementos que cambian de estado de oxidación. SIEMPRE deben
ser 2, si hay más de dos elementos cambiando de estado de oxidación es probable
que la reacción esté mal planteada.
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Las reacciones químicas pueden llegar a ser procesos
verdaderamente complejos, por lo que los químicos han ideado varias categorías
para estudiarlas. Es importante destacar que una reacción química elemental
puede ser clasificada en varias categorías de manera simultánea.
El proceso más simple es del de reacción única en el que hay
un cambio químico simple desde los reactivos a los productos. Sin embargo,
muchas veces los químicos no pueden llegar al producto deseado en un solo paso,
por lo que deben encadenar varias reacciones intermedias para llegar al
producto deseado, proceso al que llaman ruta de reacción. En la naturaleza lo
más normal es la generación de redes complejas de reacciones, especialmente en
los seres vivos donde estas están fuertemente reguladas por catalizadores
biológicos llamados enzimas. En el curso de química general nos enfocaremos
casi exclusivamente en reacciones de paso único.
De un compuesto
complejo se obtienen varios más sencillos.
9
Algunas
reacciones son espontáneas, pero las más comunes se desencadenan cuando se su
ministra calor al sistema, y por ende se las tiende a denominar como
descomposiciones térmicas. A su vez las descomposiciones pueden dividirse en
categorías dependiendo de las sustancias que involucran:
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En este caso las sustancias generadas siempre serán agua y dióxido de
carbono bajo condiciones de lápiz y papel, sin embargo, las oxidaciones pueden
llegar a ser parciales y en consecuencia en la realidad también se genera
monóxido de carbono.
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Generalmente se descomponen en dióxido de carbono/azufre y el óxido/sulfuro
metálico análogamente a lo que sucede con las sustancias orgánicas. Lo anterior
implica que las descomposiciones térmicas estarán muy ligadas al estado de
oxidación del elemento, sin embargo, los sulfitos tienden a tener
comportamientos alternativos, generando el metal purificado y trióxido de
azufre. Por lo anterior los ejemplos tienden a realizarse con los carbonatos.
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Desprende oxígeno molecular y se forma el ion NO2-.
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Desprenden tres especies, un óxido metálico que conserva el estado de
oxidación del metal en la sal original, dioxógeno molecular y dióxido de
nitrógeno.
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Sin importar el estado de oxidación del anión entre cloro y oxígeno, la
descomposición genera un cloruro con el metal y dioxígeno molecular.
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Se descomponen térmicamente liberando los elementos puros. Los metálicos en
general requieren menos energía que los no metálicos.
Son reacciones de adición o combinación, en la que varias
especies más simples y de bajo peso molecular se unen para formar una más
compleja y de alto peso molecular.
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Sin embargo, no todas las síntesis son tan elementales, por
ejemplo, se puede hacer reaccionar dos óxidos diferentes, uno metálico y otro
no metálico para producir una sal, la clave es que el no metal central heredará
el estado de oxidación que tenía en su óxido no metálico.
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Una reacción de sustitución es aquella donde un átomo o
planeta en un compuesto químico es sustituido por otro átomo o grupo.
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Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes,
sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio
es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en disolución, debido a
que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos
reactantes. En las reacciones inorgánicas es más común entenderlas como un
desplazamiento, generalmente un metal desplaza la posición de un hidrógeno. En
las orgánicas es más bien una transferencia de grupo.
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En estas reacciones se da un intercambio de iones para
formar cuerpos nuevos.
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Básicamente se trata de un intercambio de iones. En este
tipo de reacciones posemos listar una serie de casos individuales.
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