La Energía Y Las Reacciones Químicas

Toda reacción química lleva consigo un cambio en la energía, debida a la transformación de las sustancias que participan en ella. La energía se puede manifestar de diversas formas:

• Calor
• Energía interna
• Energía de activación

El calor en las reacciones químicas

Las moléculas de los compuestos químicos están formadas por enlaces que llevan una energía incluida, la cual sostiene a los átomos juntos. Cuando ocurre una reacción química, las moléculas participantes sufren la ruptura de algunos de estos enlaces, lo que provoca una variación de la energía. Generalmente se presenta como un cambio en el calor.

El calor en las reacciones químicas se mide por medio de la Entalpía (H), que es una magnitud termodinámica que describe los cambios térmicos llevados a presión constante. Se mide en calorías por cada mol (cal/mol), y se calcula para cada compuesto de la reacción, con la fórmula siguiente:

ΔH = mCpΔT

Donde:

ΔH: cambio en la entalpía de la sustancia

m: masa de la sustancia que participa en la reacción

Cp: calor específico a presión constante, de la sustancia

ΔT: cambio de temperatura en la reacción

Si en la reacción química participan elementos, su entalpía se considera 0 porque no se ha invertido energía en formarlos.

Para una reacción completa, cuya forma es:

2A + B --> 3C + D

La entalpía va a resultar de hacer una resta:

Entalpia de reacción = Entalpía de los productos - Entalpía de los reactivos

ΔH_reacción = ΔH(3C + D) – ΔH(2A + B)

Cada una de las entalpías va llevar el coeficiente con el que actúa la sustancia en la reacción (el número de moles. Para A, en este caso, es 2, y va a ir multiplicando al valor de su entalpía.

Por ejemplo, para la reacción de combustión del propano:

C₃H₈(g) + 5O₂(g) --> 3CO₂(g) + 4H₂O(l)

ΔHC₃H₈ = -24820 cal/mol

ΔHO₂ = 0 cal/mol

ΔHCO₂ = -94050 cal/mol

ΔHH₂O = -68320 cal/mol

Entalpia de reacción = Entalpía de los productos - Entalpía de los reactivos

ΔH_reacción = [3(-94050 cal/mol) + 4(-68320 cal/mol)] – [-24820 cal/mol + 5(0)]

ΔH_reacción = [-282150 + (-273280)] – (-24820)

ΔH_reacción = -555430 + 24820

ΔH_reacción = -530610 cal/mol

Tipos de reacciones químicas según el calor

Las reacciones químicas se van a clasificar en dos tipos según el calor involucrado en ellas:

• Reacciones exotérmicas
• Reacciones endotérmicas

Las reacciones exotérmicas son aquellas en las que, durante la interacción, las sustancias han liberado calor. Es el caso, por ejemplo, de un ácido fuerte que entra en contacto con el agua. La solución se va calentando. También ocurre en la combustión de los hidrocarburos, que liberan el calor en forma de fuego, acompañado de dióxido de carbono CO₂ y vapor de agua H₂O.

Las reacciones endotérmicas son aquellas en las que, para comenzar a reaccionar, los reactivos deben recibir calor. Es a partir de un calor determinado que los productos se empiezan a generar. Es el caso, por ejemplo, de la generación de los óxidos de nitrógeno, para los que debe haber una gran cantidad de calor en el proceso para que el oxígeno y el nitrógeno se unan en un compuesto.

La energía interna en las reacciones químicas

La energía interna (U, E) de una sustancia es la suma de las energías cinética y potencial de todas sus partículas. Esta magnitud interviene en las reacciones químicas en los cálculos de las entalpías:

ΔH = ΔU + PΔV

Esta fórmula de la entalpía se basa en la primera ley de la termodinámica, que se escribe:

ΔQ = ΔU - ΔW

Donde:

Q: calor de un sistema termodinámico (que puede ser una reacción química). Se mide en calorías por mol, igual que las entalpías.

U: Energía interna del sistema termodinámico.

W: Trabajo mecánico del sistema termodinámico, y se calcula con el producto de la presión por el cambio de volumen (PΔV).

La energía de activación en las reacciones químicas

La energía de activación es aquella cantidad de energía que determinará el comienzo de las reacciones químicas, de la siguiente manera:

• Si la energía de activación es muy baja, la reacción será espontánea, es decir, comenzará por cuenta propia y los reactivos se transformarán con sólo entrar en contacto.
• Si la energía de activación es baja, se necesitará aportarle un poco de energía a los reactivos para que comiencen a interactuar.
• Si la energía de activación es alta, habrá que invertir suficiente energía para que la reacción se lleve a cabo.
• Si la energía de activación es muy elevada, habrá que recurrir a los llamados catalizadores, para volverla más accesible.

Los catalizadores son sustancias químicas que no participan en las reacciones químicas transformándose, pero se encargan de acelerarlas, disminuyendo la energía de activación para que los reactivos empiecen a convertirse en productos.

Una reacción espontánea es, por ejemplo, una que se encuentra en el metabolismo humano: la descarboxilación espontánea del acetoacetato para convertirse en acetona, en la vía de síntesis de cuerpos cetónicos. No necesita enzimas para llevarse a cabo.

El equilibrio químico y la Ley de LeChatelier

La Ley de LeChatelier es la que rige el equilibrio en las reacciones químicas, y dice:

“Todo estímulo dado a una reacción química en equilibrio hará que esta responda contrarrestándolo, hasta un punto de equilibrio diferente”

La Ley de LeChatelier se puede describir según las variables presión, volumen y concentración:

• Si se aumenta la presión a la reacción, esta se dirigirá hacia donde se generan menos moles, ya sea hacia los reactivos o hacia los productos.
• Si se reduce la presión a la reacción, esta se dirigirá hacia donde se generan más moles, ya sea hacia los reactivos o hacia los productos.
• Si se aumenta la temperatura a la reacción, esta se dirigirá hacia donde el calor sea absorbido (reacción endotérmica), ya sea en la forma directa (de reactivos a productos) o en la forma inversa (de productos a reactivos).
• Si se reduce la temperatura a la reacción, esta se dirigirá hacia donde el calor sea despedido (reacción exotérmica), ya sea en la forma directa (de reactivos a productos) o en la forma inversa (de productos a reactivos).
• Si se aumenta la concentración de un reactivo, la reacción se dirigirá a generar más productos.
• Si se reduce la concentración de un producto, la reacción se dirigirá a generar más reactivos.

Factores que modifican la velocidad de una reacción

La velocidad de una reacción es la concentración de los reactivos (en mol/litro) que se consume por cada unidad de tiempo.

Existen seis factores que influyen en esta velocidad:

• Concentración
• Presión
• Temperatura
• Superficie de contacto
• Naturaleza de los reactivos
• Catalizadores

La concentración es la cantidad de reactivo por cada unidad de volumen (mol/litro). Si se añade una cantidad, la reacción va a responder generando productos con mayor rapidez.

La presión sólo afecta si los reactivos y los productos son gases. La reacción va a responder de acuerdo con la Ley de LeChatelier.

La temperatura favorece a las reacciones según sean endotérmicas o exotérmicas. Si es endotérmica, un aumento de temperatura acelerará la reacción. Si es exotérmica, una reducción de temperatura va a impulsarla.

La superficie de contacto ayuda a que las partículas de los reactivos estén mejor dispersos entre sí, para que la reacción se acelere y se llegue más rápido a los productos.

La naturaleza de los reactivos, que consiste de su estructura molecular, determina la velocidad de la reacción. Por ejemplo, los ácidos como el ácido clorhídrico (HCl) se neutralizan de inmediato, incluso de forma agresiva, con las bases, como el hidróxido de sodio (NaOH).

Los catalizadores son sustancias químicas que no se involucran en la reacción, pero que se encargan de acelerar o retrasar la interacción de los reactivos. Se comercializan con una forma física que ofrezca una buena área de contacto.

Ejemplos de energía en las reacciones químicas

Se muestran a continuación los calores de combustión de varias sustancias químicas:

Metano: CH₄ + 2O₂ --> CO₂ + 2H₂O

ΔH = -212800 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Etano: C₂H₆ + (7/2) O₂ --> 2CO₂ + 3H₂O

ΔH = -372820 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Propano: C₃H₈ + 5O₂ --> 3CO₂ + 4H₂O

ΔH = -530600 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Butano: C₄H₁₀ + (13/2) O₂ --> 4CO₂ + 5H₂O

ΔH = -687980 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Pentano: C₅H₁₂ + 8O₂ --> 5CO₂ + 6H₂O

ΔH = -845160 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Etileno: C₂H₄ + 3O₂ --> 2CO₂ + 2H₂O

ΔH = -337230 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Acetileno: C₂H₂ + (5/2) O₂ --> 2CO₂ + H₂O

ΔH = -310620 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Benceno: C₆H₆ + (15/2) O₂ --> 6CO₂ + 3H₂O

ΔH = -787200 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Tolueno: C₇H₈ + 9O₂ --> 7CO₂ + 4H₂O

ΔH = -934500 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)

Etanol: C₂H₅OH + 3O₂ --> 2CO₂ + 3H₂O

ΔH = -326700 cal/mol (Desprende calor, es exotérmica)