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Fernando Brierley – Felipe Salas 2013 Química – Reactividad y equilibrio químico Hasta ahora nos hemos preocupado en demasía de las reacciones químicas. Sin embargo, ¿qué ocurre en el medio donde reaccionan las diversas sustancias químicas? A lo largo de este capítulo veremos cómo afectan las reacciones al medio en el que están inmersas, junto con aprender cómo saber si las reacciones ocurrirán o no. © Fernando Brierley V. – Felipe Salas B. 2013 open green road
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Fernando Brierley – Felipe Salas
2013
Química – Reactividad y equilibrio
químico
Hasta ahora nos hemos preocupado en demasía de las reacciones químicas. Sin embargo, ¿qué ocurre en el medio donde reaccionan las diversas sustancias químicas? A lo largo de este capítulo veremos cómo afectan las reacciones al medio en el que están inmersas, junto con aprender cómo saber si las reacciones ocurrirán o no.
© Fernando Brierley V. – Felipe Salas B.
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QUÍMICA – REACTIVIDAD Y EQUILIBRIO QUÍMICO
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Reactividad y equilibrio químico
Muchas veces hemos querido ver cómo, al mezclar dos sustancias, éstas reaccionen y formen algún compuesto nuevo. Aquella es la imagen que muchas personas tienen de la química. Sin embargo, muchas veces al combinar dos sustancias no sucede nada; es decir, no reaccionan. A lo largo de este capítulo entenderemos qué es necesario para que una reacción ocurra, así como qué consecuencias podemos esperar de una reacción determinada. I] Termodinámica
Para trabajar con la termodinámica primero es necesario entender ciertos conceptos. Cuando analizamos una reacción, existen muchas variables que no las tomamos en cuenta. Sistema: Es el lugar físico de estudio donde ocurre un fenómeno. No es necesario que el sistema sea tangible, es absolutamente arbitrario. Puede ser de tres tipos:
-‐ Abierto: Un sistema que permite el paso tanto de masa como de energía entre el entorno y el sistema.
-‐ Cerrado: Un sistema que permite el flujo de energía entre el entorno y el sistema, pero no un intercambio de masa.
-‐ Aislado: Un sistema que no permite el traspaso de masa ni de energía entre el entorno y el sistema.
Frontera: Son los límites del sistema, donde ocurriría un cambio de masa o energía dependiendo del tipo de sistema. Dentro de los tipos de cambios existentes en la naturaleza, podemos encontrar dos tipos:
1 . Cambio físico: Es el cambio en el cual no se altera la estructura interna de un compuesto. Es necesario recalcar que son reversibles; ya que no hay un cambio de sustancia.
2 . Cambio químico: Es el cambio en el cual una sustancia deja de ser ella misma, pues ocurre un cambio interno en la estructura de la sustancia. Generalmente son cambios irreversibles.
En este capítulo centraremos especial atención a los
cambios químicos, los cuales describiremos a continuación.
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Dentro de los cambios químicos, podemos establecer patrones de comportamiento.
(1) Tipos de reacciones:
1 . Exergónicas: Es una reacción que se libera energía. Es decir, la energía de los reactantes es mayor que la de los productos.
2 . Endergónicas: Es una reacción que absorbe energía. Es decir, la energía de los productos es mayor que la de los reactantes.
Reacción Endergónica Reacción Exergónica Para entender mejor lo anteriormente visto, tendremos que analizar nuevamente conceptos más específicos de la termodinámica los cuales veremos a continuación:
(2) Funciones de estado: Existen funciones de estado (es decir, variables que nos hablan de las reacciones) las
cuales nos permiten analizar más correctamente las reacciones. Entalpía (∆𝑯). La entalpía de una reacción es la diferencia de energía interna entre los reactantes y los productos. Es necesario recalcar que la entalpía es absolutamente una variable medida experimentalmente, y a priori no es posible saber la entalpía de una reacción.
En general, podemos expresar la entalpía de una reacción como:
∆𝐻 = ∆𝐻!"#$!"#$% − ∆𝐻!"#$%#&%"'
La entalpía de un producto o de un reactante se conoce como: “entalpía de formación”, esta se refiere a la diferencia de entalpías cuando formamos el producto o reactante con el que trabajamos.
A partir del concepto de entalpía, podemos distinguir dos tipos de reacciones:
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Reacciones endotérmicas: Ocurren cuando la reacción requiere calor. Reacciones exotérmicas: Ocurren cuando la reacción libera calor.
Entropía (∆𝑺). La entropía de un sistema muchas veces se entiende como el desorden de dicho sistema. Sin embargo, el concepto va más allá. La entropía de un sistema la podemos definir como la cantidad de órdenes alternativos que tiene un sistema a partir de una configuración inicial dada.
Energía l ibre de Gibbs (∆𝑮). La energía libre de Gibbs es una función de estado la cual nos permite saber la espontaneidad de una reacción. A partir de relaciones simples con la entalpía y la entropía y la temperatura (en Kelvin) de una reacción, veremos la factibilidad de estas. Para calcularla lo haremos de la siguiente manera:
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇 · ∆𝑆 Que cumple lo siguiente: Si ∆𝐺 > 0 entonces la reacción es no espontánea Si ∆𝐺 = 0 entonces la reacción se encuentra en un equilibrio químico, sin cambio neto Si ∆𝐺 < 0 entonces la reacción es espontánea.
Dato puntaje: Cuando decimos espontánea nos referimos a si ocurre de forma natural. Reacciones como la electrólisis del agua no ocurren de forma natural (∆𝐺 > 0) pues requieren mucha energía para que sean factibles.
(3) Reacciones oxido reducción (Redox)
Para entender las reacciones de
óxido reducción, primero nos tenemos que familiarizar con un concepto que utilizaremos mucho.
El estado de oxidación (EO).
Corresponde a la carga aparente del elemento al formar un compuesto. El estado de oxidación puede ser positivo, negativo o cero.
Para entenderlo más fácil, lo veremos con un ejemplo: En general, el estado de oxidación del oxígeno es -‐2, y el estado de oxidación
del hidrógeno es +1. Si queremos saber el estado de oxidación del azufre en el ácido sulfúrico (𝐻!𝑆𝑂!) debemos hacer el siguiente razonamiento.
Siempre se cumple que la suma de todos los estados de oxidación de los átomos de una molécula tienen que ser igual a la carga neta de la molécula (en este caso cero, pues es una molécula neutra).
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Nos queda plantear la ecuación: 2 · 𝐸𝑂! + 𝐸𝑂! + 4 · 𝐸𝑂! = 0, 𝑙𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑠𝑒 𝑡𝑟𝑎𝑑𝑢𝑐𝑒 𝑒𝑛
2 · 1 + 𝑋 + 4 · −2 = 0, 𝑑𝑒 𝑑𝑜𝑛𝑑𝑒 𝑋 = 6. 𝐸𝑠 𝑑𝑒𝑐𝑖𝑟, 𝑒𝑙 𝑒𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑧𝑢𝑓𝑟𝑒 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑒𝑠 + 6.
Una vez que tenemos claro el concepto de estado de oxidación, nos queda explicar la caracterización de las reacciones Redox.
Dato puntaje: El máximo estado de oxidación que puede alcanzar un elemento, es igual al número del grupo en el que se encuentra.
Una reacción de reducción es aquella en que el estado de oxidación de una
especie se reduce. Si la expresamos en términos de cargas, nos queda lo siguiente:
2𝐻! + 2𝑒!
𝐻!
El ión hidrógeno en los reactantes tiene un estado de oxidación de +1, mientras que en los productos tiene un estado de oxidación de 0. Por lo tanto, se redujo. Una reacción de oxidación es aquella en que el estado de oxidación de una
especie aumenta. Si la expresamos en términos de cargas, nos queda lo siguiente:
𝐻!
2𝐻! + 2𝑒!
El dihidrógeno en los reactantes tiene un estado de oxidación de 0, mientras que en los productos tiene un estado de oxidación de +1. Por lo tanto, se oxidó. Entonces aquí vimos que dependiendo del sentido de la reacción la podemos
considerar como una oxidación o una reducción. Ahora bien, sabemos que en química se debe cumplir el principio de la conservación de la masa en las reacciones químicas. Las Redox no son una excepción. Existe un método, el llamado ión electrón, usado para ajustar reacciones oxido-‐reducción. Lo veremos a través de un ejemplo:
𝑀𝑛!! + 𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂!
𝑀𝑛𝑂!! +𝐵𝑖!!
Primer paso, debemos identificar a la sustancia que se oxida (el l lamado
agente reductor) y la sustancia que se reduce (el llamado agente oxidante). El estado de oxidación del Manganeso en los reactantes es +2, mientras que el
estado de oxidación en los productos es +7 (por lo tanto se oxida), pues el estado de oxidación del 𝑂! es -‐8 y el total de la molécula es -‐1.
A su vez, el estado de oxidación del Bismuto en los reactantes es +5, mientras que el estado de oxidación del Bismuto en los productos es +3 (por lo tanto se reduce).
El siguiente paso es equilibrar la ecuación y para ello hay que plantear la semi
reacción de oxidación (SRO) y la semi reacción de reducción (SRR). SRO:
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𝑀𝑛!!
𝑀𝑛𝑂!!
Primeramente hay que sumar a un lado de la ecuación tantas moléculas de agua como sea necesario para que el número de oxígenos quede igual tanto en los reactantes como en los productos.
𝑀𝑛!! +4𝐻!𝑂
𝑀𝑛𝑂!!
Luego de tener el número de oxígenos listos, es necesario sumar tantos iones
𝐻! como sea necesario para ajustar el número de hidrógenos.
𝑀𝑛!! +4𝐻!𝑂
𝑀𝑛𝑂!! + 8𝐻!
El siguiente paso es el balance de cargas; la carga neta debe ser la misma tanto en los productos como en los reactantes, por ello es necesario sumar electrones en algún lugar de la ecuación.
𝑀𝑛!! +4𝐻!𝑂
𝑀𝑛𝑂!! + 8𝐻! + 5𝑒! (1)
Y una vez que las cargas están iguales a ambos lados de la ecuación, debemos
hacer los mismos pasos para la semi reacción de reducción. Para hacerlo más simple, lo iremos haciendo por pasos pero sin la explicación anterior. SRR:
𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂!
𝐵𝑖!!
𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂!
𝐵𝑖!! + 3𝐻!𝑂
𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂! + 6𝐻! 𝐵𝑖!! + 3𝐻!𝑂
𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂! + 6𝐻! + 3𝑒!
𝐵𝑖!! + 3𝐻!𝑂 (2)
Una vez que tenemos listas las ecuaciones (1) y (2) anotaremos una encima de
otra:
𝑀𝑛!! +4𝐻!𝑂
𝑀𝑛𝑂!! + 8𝐻! + 5𝑒! (1)
𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂! + 6𝐻! + 3𝑒!
𝐵𝑖!! + 3𝐻!𝑂 (2)
Y el paso siguiente es multiplicar por un determinado factor la ecuación 1 y la 2, con tal de obtener que el número de electrones sea el mismo en (1) como en (2). Como en (1) tenemos 5 electrones, y en (2) tenemos 3 electrones basta con multiplicar (1) por 3 y (2) por 5. Nos queda:
3𝑀𝑛!! +12𝐻!𝑂
3𝑀𝑛𝑂!! + 24𝐻! + 15𝑒!
5𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂! + 30𝐻! + 15𝑒!
5𝐵𝑖!! + 15𝐻!𝑂
Luego, sumaremos las dos ecuaciones, utilizando
como si fuera una igualdad matemática, eliminándose los electrones. Nos queda:
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3𝑀𝑛!! +12𝐻!𝑂 + 5𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂! + 30𝐻!
3𝑀𝑛𝑂!! + 24𝐻! +5𝐵𝑖!! + 15𝐻!𝑂
Ahora, si tenemos las mismas especies tanto en reactantes como en productos, se pueden eliminar entre sí, quedando así:
3𝑀𝑛!! +5𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂! + 6𝐻!
3𝑀𝑛𝑂!! +5𝐵𝑖!! + 3𝐻!𝑂
Finalmente la reacción está ajustada para todos los elementos menos para el sodio, por lo que nos queda sumar iones sodio donde sea necesario (al mantener el estado de oxidación del sodio, no afecta la reacción si lo incluimos).
3𝑀𝑛!! +5𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂! + 6𝐻!
3𝑀𝑛𝑂!! +5𝐵𝑖!! + 3𝐻!𝑂 + 5𝑁𝑎!
Como vemos tiene las mismas sustancias de la reacción original, pero además posee agua e iones 𝐻!. La gracia de este cambio en la reacción, es que ahora está ajustada; cumpliendo así con el principio de conservación de la masa.
Es importante recalcar algo. Si nos dicen que la reacción ocurre en un medio
ácido, se deja tal cual se dejó expresada en este capítulo. Si al contrario, nos dicen que el medio es básico el último paso necesario es sumar tanta cantidad de iones 𝑂𝐻! como iones 𝐻! tenga la reacción, formando así agua y dejando un lado de la reacción con iones 𝑂𝐻! libres, para convertirla en una reacción básica.
(4) Electroquímica:
Cuando ocurre un proceso redox, detrás de lo que se ve existe un intercambio
de electrones. Y un flujo de electrones no es más que corriente. Numerosos científicos se dieron cuenta del potencial de las reacciones de oxido reducción para producir electricidad. Es así como nace el concepto de celda electroquímica o celda galvánica.
Una celda voltaica
convierte una reacción de oxido reducción en una corriente eléctrica. Un ejemplo de esto es una pila o batería.
El proceso contrario, es
decir, utilizar corriente para producir una reacción de oxido reducción se conoce como celda electrolít ica. En general, la electroquímica es la rama de la química que se ocupa de transformar energía química en energía eléctrica y viceversa.
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II] Ácidos y bases
Ya vimos anteriormente un criterio para determinar si una sustancia es ácida o básica. Sin embargo, eso no es todo lo que podemos hacer, existiendo cálculos que nos permiten una mayor claridad acerca de las reacciones.
Reacciones de neutralización.
Cuando hacemos reaccionar una base con un ácido estos se neutralizan entre sí, siempre obteniendo una sal más un solvente (generalmente agua). Sin embargo, para que una neutralización sea completa debemos pedir que el ácido sea “igual de fuerte” que la base, pues si no es así, la neutralización no es completa quedando una sustancia que puede ser ácida o básica.
Es por ello, que existe una escala, la llamada escala de pH, que nos permite establecer la
acidez o basicidad de una sustancia.
Donde el 0 nos indica una sustancia muy ácida, el 7 una neutra y el 14 una muy básica.
El modo de calcular el pH es el siguiente: Sea [H+] la concentración del ión hidrógeno en una solución, el pH será:
𝑝𝐻 = −log[𝐻!]
Siendo análogamente calculable el pOH (otra medida de acidez/basicidad):
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻!] Así como el pH, el pOH nos permite establecer una nueva escala, donde de 0 a 7 la sustancia será básica, mientras que de 7 a 14 la sustancia será ácida.
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Y además, siempre se cumple que:
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14
O de lo anterior:
𝐻! · 𝑂𝐻! = 10!!"
Siendo esta última (10-‐14) la llamada constante del agua (Kw). I II] Titulaciones
Muchas veces tenemos una sustancia indeterminada y queremos saber su pH. Al no conocer su concentración, no podemos obtenerlo como sabemos (𝑝𝐻 = −log [𝐻!]) pues no conocemos el valor de [H+], sino que debemos hacerlo por medio de una titulación.
Las titulaciones se componen de dos partes. La sustancia a analizar (se debe saber si es
ácido o base) y una sustancia que conozcamos su concentración, la cual será nuestra prueba de muestra. Al combinar un ácido con una base ocurre una reacción de neutralización. El objetivo de la titulación es llegar a la neutralización de un modo controlado, con el fin de saber el pH (a partir del volumen ocupado de la prueba de muestra) de la muestra desconocida.
Existe un medidor de basicidad llamado fenolftaleína. Este indicador cuando está en
presencia de sustancias básicas se tiñe de un fuerte color rosado. Es por ello, que teniendo una sustancia rosada cuando alcance la neutralización la fenolftaleína se volverá transparente, pudiendo determinar el volumen necesario de nuestro ácido/base para neutralizar y con ello conocer el pH de la sustancia que queríamos analizar con simples cálculos matemáticos.
