Velocidad de reacción

La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que reacciona por unidad de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tomar muchos años,^[pero la combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundo.

Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo.

La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción. La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en moles/s.

La teoría de colisiones

La teoría de colisiones, propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946) y otros químicos, afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o choque.

Pero no todos los choques son iguales. El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y debe cumplir estos dos requisitos:

• Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos.
• Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

Los choques que no cumplen estas condiciones y, por tanto, no dan lugar a la reacción, se denominan choques ineficaces.

A veces, el paso de reactivo a producto se realiza mediante la formación de un compuesto intermedio o complejo activado que se transformará posteriormente en los productos.

La energía de activación ( ) en química es la energía que necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. La energía de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima.

Factores que afectan a la velocidad de una reacción química
 

¿De qué depende que una reacción sea rápida o lenta? ¿Cómo se puede modificar la velocidad de una reacción? Una reacción química se produce mediante colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto, es fácil deducir que aquellas situaciones o factores que aumenten el número de estas colisiones implicarán una mayor velocidad de reacción. Veamos algunos de estos factores.

Temperatura

Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica.

Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos en la heladera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego.

Grado de pulverización de los reactivos

Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas.

Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeños son los pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

Naturaleza química de los reactivos que intervienen en la reacción

Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación:

• Muy alta, y entonces será muy lenta.
• Muy baja, y entonces será muy rápida.

Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es intermedia entre las dos anteriores.

Concentración de los reactivos

Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido.

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general, en la forma:

v = k [A]^α [B]^β

Donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerados. La constante de velocidad k, depende de la temperatura.

Catalizadores

Los catalizadores son sustancias que facilitan la reacción modificando el mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de reacción.

Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.

Introducción al concepto de velocidad de reacción

Cinética química. velocidad de reacción from Felipe Sepulveda

Indicador Ácido - Base

Indicadores

Algunas sustancias tienen la particularidad de presentar dos colores en sus formas ácido – base  conjugadas, por lo que pueden utilizarse, ya sea para conocer aproximadamente si una solución es ácida o básica, o para determinar el punto final en una valoración ácido- base. Uno de los indicadores más conocidos es la fenolftaleína, que es incoloro en medio ácido y rosa en medio alcalino (se utiliza mucho en series como CSI). Muchas sustancias comunes como el té, vino tinto, extracto de flores y el repollo colorado presentan distintos colores según el pH del medio. Para poder utilizarlos como indicadores, es necesario investigar con ácidos o bases conocidas, que color toman. Tener en cuenta que los morados o violetas, como el repollo colorado o la campanilla -común en tejidos y cercas- presentan gran variación de colores según el grado de acidez o alcalinidad del medio (rojo,rosa, violáceo, azul, verde, amarillo)

Algunos ácidos y bases conocidos para poder probar si los indicadores funcionan:

Ácidos: limón, vinagre, ácido muriático (usado en limpieza), gaseosas

Bases: productos de limpieza con amoníaco, limpiahornos, destapa cañerías, soda caustica (lejía), leche de magnesia.

Actividad: hervir repollo colorado y utilizar el agua coloreada como indicador para determinar el grado de acidez de productos de uso cotidiano.

Puede hacerse lo mismo con flores, machacando los pétalos con un poco de agua. Algunas de ellas, especialmente las moradas o rojas fuertes, presentan una gama interesante de colores según la acidez del medio. (Probar con las alegrías del hogar).

Desde tiempos muy antiguos, se conocen distintas sustancias de origen orgánico que tienen la propiedad de cambiar su color, dependiendo de las características ácidas o básicas  de las sustancias a las que son añadidas. En la actualidad, estas sustancias, y muchas otras, que se han introducido en el uso habitual de los laboratorios químicos, se utilizan con la finalidad de determinar el valor del pH de las disoluciones, así como también, el punto final de las valoraciones ácido –base. Dichas sustancias reciben el nombre de indicadores ácido-base.

Así podemos definir a un indicador ácido-base como, una sustancia que puede ser de carácter ácido o básico débil, que posee la propiedad de presentar coloraciones diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que dicha sustancia se encuentre diluida.

Los indicadores presentan un comportamiento muy sencillo de comprender. Para realizar los ejemplos, supongamos a un indicador que está constituido por un ácido débil monoprótico con formula general Hln, de este modo, en una disolución acuosa se ionizará débilmente produciendo la base conjugada correspondiente ln^-.

Hln + H2O   ↔   H3O^+ + ln^-
Fórmula ácida   Fórmula básica
(Amarilla)                (Azul)

Una característica de los indicadores es que la forma ácida (Hln) y la forma básica (ln^), tienen colores diferentes, por ejemplo, amarillo y azul, como en el caso de nuestro ejemplo. De las cantidades de una u otra forma que se encuentran presentes en la disolución, es de lo que depende el color de ésta.

Si se le añade a una disolución ácida HA, una pequeña cantidad de la disolución indicadora, se producen al mismo tiempo dos procesos, el equilibrio de ionización del indicador, y también el del ácido.

Hln + H2O ↔ H3O^+ + ln^-
HA + H2O ↔ H3O^+ + A^-

Cuando aumenta la concentración de [H3O^+], por efecto del ión común, el equilibrio que tiene el indicador se desplaza a la izquierda. En consecuencia, el color que predomina en la disolución será el color de la forma ácida, Hln.

Si añadimos una pequeña cantidad de indicador a una disolución básica:

Hln + H2O ↔ H3O^+ + ln^-
B + H2O ↔ BH^+ + OH^-

La concentración [H3O^+], se verá disminuida por la combinación de los iones H3O^+, con los iones OH^-, Y el equilibrio del indicador se ve afectado, desplazándose hacia la derecha. En consecuencia, dominará en la disolución el color de la forma básica ln^-

Cada uno de los indicadores posee un intervalo de viraje que lo caracteriza, es decir, un entorno en mayor o menor medida, reducido de unidades de pH. Dentro de dicho intervalo es donde se produce el cambio de color, o viraje. Un indicador tiene mayor utilidad, cuanto más pequeño es su intervalo de viraje, produciéndose así de forma más clara y sencilla el cambio de color.

En la tabla siguiente se muestran algunas indicadores ácidos-base, junto a los datos de sus intervalos de viraje y el color que tienen cuando el pH es menor o superior, a dicho intervalo.

Ejemplo:

Pongamos como ejemplo el comportamiento del indicador azul de bromotimol, en tres soluciones diferentes: la solución ácida, neutra y básica.

·         Al añadir nuestro indicador azul de bromotimol, en un tubo de ensayo que contenga una disolución de HCl por ejemplo, veremos un color amarillo en la solución, que tendrá un pH < 6.0.

·         Si añadimos el mismo indicador a otro tubo de ensayo, esta vez relleno de agua, veremos que tendrá una coloración verde, con un pH= 7.

·         Por último, cuando añadimos el indicador de azul de bromotimol, a un tubo de ensayo que contenga una disolución de NaOH, veremos como ésta se tiñe de azul, con un pH > 7.6. Se comprueba de este modo que el intervalo de viraje está entre 6.0 y 7.6.

El papel indicador universal, es gran utilidad en los laboratorios para poder medir de manera muy sencilla los diferentes pH de las disoluciones. Su manejo es extremadamente sencillo, pues basta con introducir un trocito de papel en la disolución problema, y éste inmediatamente mostrará un color determinado, que puede ir desde el rojo al azul, dependiendo si es ácida o básica.

Leer más: http://quimicactual.webnode.es/news/indicador-acido-base/

Características de las reacciones químicas

Las reacciones químicas están presentes en procesos simples, como la oxidación de un clavo, el apagado de cal viva, la formación de estalactitas o el desteñido de una prenda de vestir con lavandina. También se producen en forma encadenada y compleja, como en la mayoría de los procesos vitales: fotosíntesis, la respiración celular o la asimilación de nutrientes.

Una reacción química es un proceso en el cual no solo hay transformación de una o más sustancias en otras, sino también transferencia de energía.

Representación y evidencia de las reacciones químicas

Toda reacción química puede ser representada mediante una ecuación, en la que se llama reactivos a las sustancias iniciales y productos a las resultantes, y la flecha el sentido en que ocurre la reacción.

Cl + Na -------  NaCl

Reactivos       Productos

Las reacciones químicas se manifiestan de distintas maneras:

• Desprendimiento de gases
• Formación de precipitado
• Cambio de color
• Absorción o liberación de calor
• Cambio de otras propiedades (cambios en el olor, la acidez, las propiedades ópticas, magnéticas o eléctricas)

Uniones Químicas

Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos.
¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles.
Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.
Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.
Distintos tipos de enlaces
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos.
Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

Unión iónica

Se llama así a la unión entre un metal y un no metal. Los metales al ponerse en contacto con un no metal tienen la tendencia a ceder electrones (todos los que tenga en el último nivel). Los no metales tienen tendencia a recibir electrones (todos los que necesite para alcanzar a tener 8 electrones en el último nivel). Recuerda que la cantidad de electrones (partículas con carga negativa) y de protones (partículas con carga positivas) son iguales, por lo tanto si un metal pierde electrones, es decir, cargas negativas, queda con exceso de cargas positivas y si el no metal recibe electrones, es decir, cargas negativas, queda con exceso de cargas negativas.  Ya no son átomos, porque al no ser neutros se transforman en iones. Es decir un  ion es un átomo cargado eléctricamente. Puede ser : 

Ejemplo: el sodio le cede el electrón de su último nivel al cloro

Unión covalente

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).

Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.

En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.

Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente.

Unión metálica

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

La mayoría de los metales son sólidos cristalinos en los cuales se presentan los iones cargados positivamente y una nube de electrones que se mueve con facilidad. Las fuerzas electrostáticas de atracción entre los átomos cargados positivamente y la nube de electrones se conoce con el nombre de enlace metálico.

Variación de las propiedades de los elementos de la tabla periódica

A medida que desciende en un grupo, al pasar de un período a otro, se pasa de un número cuántico principal al siguiente.

Observando la línea quebrada que parte del boro y termina entre el polonio y el astato, vemos que a la derecha de la misma están los elementos no metálicos y a la izquierda los metálicos. Los elementos anfóteros o metaloides están a un lado y a otro de la diagonal.

Características periódicas de propiedades físicas

¿Cómo varía el radio atómico?

Numerosas propiedades físicas (densidad, punto de fusión y punto de ebullición) están relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño atómico es difícil de definir. La densidad electrónica en el átomo se extiende más allá del núcleo. En la práctica, por lo general se piensa en tamaño atómico como el volumen que contiene un 90% de la totalidad de la densidad electrónica alrededor del núcleo.

El radio atómico de un metal es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Para elementos que existen como moléculas diatómicas simples, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos en una molécula específica.

Radios atómicos de elementos de acuerdo a su posición en la tabla periódica

La tabla periódica indica que el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un período y aumenta al descender en un grupo. La disminución de izquierda a derecha en un período es consecuencia del aumento de la atracción entre el núcleo y los electrones (n es el mismo y aumenta la carga nuclear, Z). Al descender en un grupo aumenta n, los electrones externos están cada vez más lejos del núcleo.

Radio iónico es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.
Energía de ionización o potencial de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón en estado fundamental de un átomo en estado gaseoso para transformarlo en un catión.

Me(g)---Me+ (g) + e-       EI

¿Cómo varía la energía de ionización?

Aumenta de izquierda a derecha en un período, ya que el radio atómico disminuye y se consume mas energía para arrancar el electrón que está mas atraído por el núcleo.

Disminuye al descender  en un grupo, ya que los electrones externos están cada vez más alejados del núcleo.

Afinidad electrónica es la energía puesta en juego cuando un átomo en estado fundamental y gaseoso se le agrega un electrón.

E(g) + e-   ----  E-(g)        AE

¿Cuándo decimos que un elemento es electronegativo?

El elemento con valores de energía de ionización y afinidad electrónica altos, es electronegativo.

La electronegatividad es una medida de tendencia que tienen los átomos de atraer los electrones de un enlace. Linus Pauling fue quien confeccionó una escala de electronegatividades para los elementos. Esta escala no tiene unidades y el maximo valor (4) corresponde al elemento más electronegativo.

El modelo mecánico – cuántico

El modelo de Bohr promovió las investigaciones de otros científicos. En 1927, el francés Louis de Broglie (1892-1987), el austríaco Edwin Schrödinger (1887 -1961) y el alemán Werner Heisenberg (1901-1976) realizaron investigaciones que llevaron a postular lo que conocemos como modelo atómico actual o modelo mecánico cuántico. Según este modelo, los electrones no se distribuyen en órbitas definidas, sino en zonas del espacio denominadas orbitales atómicos, donde la probabilidad de encontrar los electrones es máxima. Esto es así porque no es posible medir al mismo tiempo la velocidad y la posición de un electrón. Entonces, los electrones no tienen trayectorias fijas alrededor del núcleo, sino que lo “envuelven” formando una nube difusa de carga negativa.

Configuración electrónica

A la luz del modelo de Bohr y con los aportes de Schrödinger, de Broglie y Heisenberg surgieron varias preguntas, entre ellas: ¿cuántos niveles de energía puede tener un átomo?, ¿Qué niveles ocupan primero los electrones: los más cercanos al núcleo o los más alejados? Entonces podemos decir: cada nivel de energía o nivel principal se denomina con un número (n). Cada nivel de energía (1, 2, 3, 4, …) es la región de la nube electrónica donde se encuentran los electrones con valores similares de energía. Cuanto más lejos del núcleo se ubiquen, más energía tendrán. Puede haber hasta siete niveles de energía.

A su vez, cada nivel principal de energía contiene n subniveles que se designan con las letras s, p, d, f. El primer nivel está conformado por un único subnivel denominado 1s (donde 1 corresponde al número de subnivel y s al tipo). El segundo nivel tiene dos subniveles: 2s y 2p. El tercero posee tres: 3s, 3p y 3d; el cuatro: 4s, 4p, 4d y 4f.

Cada uno de estos subniveles puede alojar una cantidad máxima de electrones. Cualquier subnivel s puede contener hasta 2 electrones; el p, hasta 6 electrones; el d, hasta 10 electrones y el f, hasta 14 electrones.

La distribución particular de los electrones en los distintos niveles y subniveles determina la configuración electrónica del átomo. No es azarosa, sino que los niveles y subniveles se llenan en orden creciente de energía. Para el átomo de magnesio, por ejemplo, que cuenta con doce electrones, la configuración electrónica será: 1s2 2s2 2p6 3s2

Para átomos con más de dieciocho electrones, el orden teórico de llenado de los niveles y subniveles ocurre de acuerdo con el esquema conocido como regla de las diagonales. Por ejemplo, la configuración electrónica para el cobre, de 29 electrones, es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10