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

Estructura del átomo

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
- La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

Isótopos

La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.
Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

El efecto invernadero

En la ausencia de una atmósfera, la temperatura superficial sería aproximadamente -18 °C. Esta es conocida como la temperatura efectiva de radiación terrestre. De hecho la temperatura superficial terrestre, es de aproximadamente 15°C. La razón de esta discrepancia de temperatura, es que la atmósfera es casi transparente a la radiación de onda corta, pero absorbe la mayor parte de la radiación de onda larga emitida por la superficie terrestre.

Varios componentes atmosféricos, tales como el vapor de agua, el dióxido de carbono, tienen frecuencias moleculares vibratorias en el rango espectral de la radiación emitida por la Tierra. Estos gases de efecto invernadero absorben y reemiten la radiación en onda larga, devolviéndola a la superficie terrestre, causando el aumento de temperatura, fenómeno denominado Efecto Invernadero. El vidrio de un invernadero similar a la atmósfera es transparente a la luz solar y opaca a la radiación terrestre, pero confina el aire a su interior, evitando que se pueda escapar el aire caliente (McIlveen, 1986; Anderson et al, 1987). Por lo tanto, el proceso que hace que un invernadero se caliente es diferente y el nombre engaña. El interior de un invernadero se mantiene tibio porque el vidrio inhibe la pérdida de calor por convección hacia el aire exterior, en resumen, no deja salir el aire caliente. En cambio el fenómeno atmosférico se basa en un proceso distinto al de un invernadero donde un gas absorbe el calor por su estructura molecular. En todo caso el término se ha popularizado tanto, que ya no hay forma de establecer un nombre más preciso. En todo caso, el efecto invernadero es el motivo del calentamiento global y el cambio climático, es el aumento de los gases invernadero lo que aumenta la absorción de calor y a su vez genera los cambios. El aumento de los gases es resultado del uso y abuso de los recursos naturales, sea a través de quema ineficiente de combustibles fósiles, a través de la tala y destrucción de los bosques y ambientes naturales o la destrucción de ecosistemas marinos y acuáticos a través de la contaminación irracional e irresponsable. Se postula que en Venus, el vulcanismo elevó las temperaturas hasta el punto que no se pudieron formar los océanos, y el vapor resultante produjo un Efecto Invernadero, exacerbado más aún por la liberación de dióxido de carbono en rocas carbonatadas (una retroalimentación positiva sin fin – runaway feedback loop), terminando en temperaturas superficiales de más de 400°C (Anderson et al, 1987). Es un buen ejemplo (aunque un poco extremo) de lo que pasa cuando se llena una atmósfera de gases de efecto invernadero y es lo que debemos evitar a toda costa.

La radiación solar: usos y aplicaciones

Radiación solar es el conjunto de radiaciones electromagnéticas emitidas por el Sol. La magnitud que mide la radiación solar que llega a la Tierra es la irradiancia, que mide la energía que, por unidad de tiempo y área, alcanza a la Tierra. Su unidad es el W/m² (vatio por metro cuadrado). Entre las múltiples aplicaciones de la energía solar se encuentran su aprovechamiento como luz directa, como fuente de calor y en la generación de electricidad principalmente, a continuación se amplia cada uno de estos usos.

Considerando la capacidad energética del sol, resulta fundamental la adopción de políticas públicas que fomenten el aprovechamiento sustentable de la energía solar en nuestro país.

Aplicaciones de la energía solar

Entre las múltiples aplicaciones de la energía solar se encuentran su aprovechamiento como luz directa, como fuente de calor y en la generación de electricidad principalmente, a continuación se amplia cada uno de estos usos:

Directa: Una de las aplicaciones de la energía solar es directamente como luz solar, por ejemplo, para la iluminación. Otra aplicación directa, muy común, es el secado de ropa y algunos productos en procesos de producción con tecnología simple.

Térmica: La energía solar puede utilizarse para el calentamiento de algún sistema que posteriormente permitirá la climatización de viviendas, calefacción, refrigeración, secado, entre otros, son aplicaciones térmicas. Actualmente existen diversas Centrales Solares Térmicas generando energía en el mundo, cuya base de funcionamiento es el uso indirecto de la energía solar.

Central Gemasolar en Sevilla

Fotovoltaica: Es la energía solar aprovechada por medio de celdas fotoeléctricas (celda solar, auto solar), capaces de convertir la luz en un potencial eléctrico, sin necesariamente pasar por un efecto térmico. Para lograr esto la energía solar se recoge de una forma adecuada. El calor se logra mediante los colectores térmicos, y la electricidad, a través de los llamados módulos fotovoltaicos. Los sistemas de aprovechamiento térmico permiten que el calor recogido en los colectores pueda destinarse y satisfacer numerosas necesidades.

Hornos solares: Los hornos solares son una aplicación importante de los concentradores de alta temperatura. El mayor, situado en Odeillo (foto), en la parte francesa de los Pirineos, tiene 9.600 reflectores con una superficie total de unos 1.900 m2 para producir temperaturas de hasta 4.000 °C. Estos hornos son ideales para investigaciones, por ejemplo, en la investigación de materiales, que requieren temperaturas altas en entornos libres de contaminantes.

Enfriamiento solar: Se puede producir frío con el uso de energía solar como fuente de calor en un ciclo de enfriamiento por absorción. Uno de los componentes de los sistemas estándar de enfriamiento por absorción, llamado generador, necesita una fuente de calor. En general, se requieren temperaturas superiores a 150 °C para que los dispositivos de absorción trabajen con eficacia, los colectores de concentración son más apropiados que los de placa plana.