7.1: Colisiones y reacciones químicas

Primero vamos a decir lo obvio: las reacciones químicas están ligadas al cambio pero no todos los cambios implican una reacción química. Cuando el agua líquida hierve o se congela, sufre un cambio de estado (un cambio de fase) pero las moléculas de agua siguen siendo\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\) moléculas discretas. En el hielo, permanecen más o menos anclados entre sí a través\(\mathrm{H}\) de interacciones de unión, mientras que en líquido y vapor de agua se mueven constantemente entre sí y las interacciones que ocurren entre las moléculas son transitorias. Podemos escribir esta transición en forma simbólica como:\[\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \text { (solid) } \rightleftarrows \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \text { (liquid) } \rightleftarrows \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \text { (vapor) }\]

Las flechas dobles significan que los cambios son reversibles. En este caso, la reversibilidad es una función de la temperatura, que controla si las interacciones entre las moléculas son estables (como en el hielo), transitorias (como en el agua líquida), o básicamente inexistentes (como en el vapor de agua). Lo que se nota de inmediato es que hay moléculas de agua presentes en cada fase. Esto ayuda a arrojar luz sobre el concepto erróneo común de que las burbujas que se encuentran en el agua hirviendo están compuestas de oxígeno e hidrógeno. La ebullición no rompe los enlaces en una molécula de agua, por lo que las burbujas en realidad están compuestas de vapor de agua. Dicho esto, dentro del agua líquida en realidad se está produciendo una reacción química: la desasociación del agua en\({}^{-}\mathrm{OH}\) y\(\mathrm{H}^{+}\) (que discutiremos con más detalle en breve). Sin embargo, un protón desnudo (es decir,\(\mathrm{H}^{+}\) como entidad discreta) no existe en el agua. Por lo tanto, esta reacción se escribe con mayor precisión como:\[\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \rightleftarrows \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}+{ }^{-} \mathrm{OH}\]

Aquí vemos la firma de una reacción química. Las moléculas en los dos lados de la ecuación son diferentes; los enlaces covalentes se rompen (un\(\mathrm{O—H}\) enlace en una molécula de agua) y se forman (un\(\mathrm{H—O}\) enlace en la otra). Todas las reacciones químicas se pueden reconocer de esta manera. La reacción de disociación del agua también ilustra cómo las reacciones pueden variar en términos de la medida en que ocurren. En el agua líquida, que tiene una concentración de aproximadamente\(\sim 55 \mathrm{~M}\), muy pocas moléculas experimentan esta reacción. De hecho, en agua pura la concentración de\(\mathrm{H}_{3}\mathrm{O}^{+}\) es solo\(10^{-7} \mathrm{~M}\), que es ocho órdenes de magnitud menor que la concentración de moléculas de agua. Otra característica interesante de esta reacción es que va en ambas direcciones, como lo indican las flechas dobles\(\rightleftarrows\).

El agua reacciona consigo misma para formarse\(\mathrm{H}_{3}\mathrm{O}^{+} + {}^{-}\mathrm{OH}\), y al mismo tiempo\(\mathrm{H}_{3}\mathrm{O}^{+} + {}^{-}\mathrm{OH}\) están reaccionando para generar moléculas de agua. La reacción está en equilibrio, y en este caso la posición del equilibrio indica que la mayoría de las especies en el agua son en realidad moléculas de agua.

Por el contrario, otras reacciones esencialmente van a completarse (continúan hasta que esencialmente todos los reactivos se agotan y la reacción es un equilibrio). ^[1] Por ejemplo, el etanol puro (\(\mathrm{CH}_{3}\mathrm{CH}_{2}\mathrm{OH}\)), es\(\sim 17.1 \mathrm{~M}\) y se quemará en el aire (que contiene\(\mathrm{O}_{2}\)). Podemos escribir la reacción yendo a su finalización como:\[\mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{OH}+3 \mathrm{O}_{2} \rightleftarrows 2 \mathrm{CO}_{2}+3 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\]

Queda muy poco etanol si esta reacción ocurre en presencia de suficiente\(\mathrm{O}_{2}\). ^[2] En el mundo real, la reacción es irreversible porque el sistema es abierto y ambos\(\mathrm{CO}_{2}\) y\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\) escapan y por lo tanto no son capaces de chocar entre sí —lo cual sería un requisito previo para que ocurra la reacción inversa. Otra característica interesante de la reacción de combustión de etanol es que el etanol puro puede ser bastante estable en contacto con la atmósfera, que típicamente contiene\(\sim 20 \% \mathrm{O}_{2}\). Se necesita una chispa o un poco de calor para iniciar la reacción. Por ejemplo, ¡el vodka, que se trata de\(50 \%\) etanol, no estallará en llamas sin un poco de ayuda! La mayoría de las reacciones necesitan una chispa de energía para que comiencen, pero una vez iniciadas, muchas de ellas liberan suficiente energía para mantenerlas en marcha. Como vimos en nuestra discusión de soluciones, algunas reacciones liberan energía (son exotérmicas) y otras requieren energía (son endotérmicas). Es importante señalar que este cambio energético general no está relacionado con la chispa o energía que se requiere para que algunas reacciones comiencen. Volveremos a estas ideas en capítulo\(8\).

Otra característica de las reacciones es que algunas son más rápidas que otras. Por ejemplo, si añadimos gas cloruro de hidrógeno al agua, se produce una reacción casi instantáneamente:\[\mathrm{HCl}(g)+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(l) \rightleftarrows \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}(aq)+\mathrm{Cl}^{-}(aq)\]

Transcurre muy poco tiempo entre la disolución\(\mathrm{HCl}\) y la reacción que ocurre. Decimos que la velocidad de la reacción es rápida o instantánea (en el Capítulo\(8\), veremos más de cerca la velocidad de reacción y lo que la afecta). En contraste, cuando las uñas de hierro se dejan fuera en el clima, forman óxido, una mezcla compleja de óxidos de hierro e hidróxidos. Esta reacción es lenta y puede llevar muchos años, aunque en climas cálidos la reacción va más rápida. De igual manera, cuando cocinamos alimentos, las reacciones que ocurren ocurren a un ritmo más rápido que lo harían a temperatura ambiente.

Como hemos visto anteriormente, los átomos unidos son típicamente más estables que los átomos no unidos. Para que ocurra una reacción, algunos lazos tienen que romperse y se tienen que formar otros nuevos. ¿Qué lleva a que se rompa un vínculo? ¿Por qué se forman nuevos bonos? ¿Cuáles son los factores que afectan si ocurren reacciones, cuánta energía se libera o absorbe, dónde llegan al equilibrio y qué tan rápido ocurren? Todas estas preguntas y más serán abordadas en Capítulo\(8\).

Pero lo primero es lo primero, para que ocurra una reacción, las moléculas reaccionantes tienen que chocar. Tienen que chocar entre sí para tener la posibilidad de reaccionar en absoluto. Un punto importante a recordar es que las moléculas no se quedan quietas. Pueden estar moviéndose de un lugar a otro (si están en fase líquida o gaseosa) y/o están vibrando y rotando. Recuerde que la temperatura de un sistema de moléculas es una función de la energía cinética promedio de esas moléculas. Normalmente, basta con definir la energía cinética de una molécula como\(\frac{1}{2} mv^{2}\), pero si estamos siendo completamente rigurosos esta ecuación se aplica sólo a los gases monatómicos. Las moléculas son más complejas porque pueden flexionarse, doblarse, rotar alrededor de los enlaces y vibrar. Muchas reacciones ocurren en solución donde las moléculas están constantemente en contacto entre sí: chocan y transfieren energía, que puede aparecer como energía cinética o vibracional. Sin embargo, podemos mantener las cosas simples por ahora siempre y cuando recordemos qué simplificaciones estamos asumiendo. Recordemos que aunque la temperatura es proporcional a la energía cinética promedio de las moléculas, esto no significa que todas las moléculas del sistema se muevan con la misma velocidad. Normalmente hay un amplio rango de velocidades moleculares, incluso si todas las moléculas son del mismo tipo. Existe un rango aún más amplio en las mezclas de reacción, que tienen más de un tipo de molécula en ellas. Dado que el sistema solo tiene una sola temperatura, todos los tipos de moléculas deben tener la misma energía cinética promedio, lo que significa que las moléculas más masivas se mueven más lentamente, en promedio, que las moléculas menos masivas. Al mismo tiempo, todas las moléculas se mueven (por supuesto) por lo que inevitablemente chocan entre sí y, si el sistema tiene un límite rígido, con el límite. Anteriormente hemos descrito la distribución de velocidades que se encuentran en el sistema en términos de una distribución de velocidad (o velocidad) y el porcentaje o incluso número absoluto de moléculas con esa velocidad, la distribución de Boltzmann. A cualquier temperatura en particular, hay moléculas que se mueven mucho más rápido (tienen mayor energía cinética) y otras moléculas que se mueven mucho más despacio (tienen menos energía cinética) que la energía cinética promedio de la población. Esto significa que cuando dos moléculas cualesquiera chocan entre sí, la energía de esa interacción puede variar drásticamente. Algunas colisiones involucran relativamente poca energía, mientras que otras involucran mucho!

Estas colisiones pueden o no conducir a una reacción química, así que consideremos qué sucede durante una reacción química. Para enfocar nuestra atención, consideraremos la reacción específica de los gases hidrógeno y oxígeno para formar agua:\[2 \mathrm{H}_{2}+\mathrm{O}_{2} \rightleftarrows 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\]

Esta es, de hecho, una reacción muy compleja, así que vamos a simplificarla de una manera que pueda parecer caricaturesca pero que es, sin embargo, precisa. Si tenemos un matraz cerrado de oxígeno puro, y agregamos algo de hidrógeno (\(\mathrm{H}_{2}\)) al matraz, los dos tipos de moléculas de gas se mezclan rápidamente, porque —como recordarán— el sistema mixto es más probable (es decir, la entropía de los gases mezclados es mayor que la no mezclada). Algunas de las moléculas chocan entre sí, pero la abrumadora mayoría de estas colisiones son improductivas. Ni la molécula de hidrógeno (\(\mathrm{H}_{2}\)) ni la molécula de oxígeno (\(\mathrm{O}_{2}\)) están alteradas, aunque hay cambios en sus respectivas energías cinéticas. Sin embargo, cuando agregamos energía cinética (digamos, de una cerilla ardiente, que en sí misma es una reacción química), la energía cinética promedio de las moléculas en la región calentada aumenta, aumentando así la energía que se puede transferir al colisionar, lo que aumenta la probabilidad de que una colisión particular conduzca a una ruptura del enlace, lo que por lo tanto aumenta la probabilidad de la\(\mathrm{H}_{2} + \mathrm{O}_{2}\) reacción. Además, debido a que la estabilidad de los enlaces en\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\) es mayor que la de\(\mathrm{H}_{2}\) y\(\mathrm{O}_{2}\), la reacción libera energía al entorno. Esta energía puede tomar la forma de energía cinética (que conduce a un aumento adicional en la temperatura) y energía electromagnética (que resulta en la emisión de fotones de luz). De esta manera, el sistema se vuelve autosostenible. Ya no necesita el fósforo ardiente porque la energía liberada a medida que la reacción continúa es suficiente para mantener nuevas moléculas reaccionando. La reacción de\(\mathrm{H}_{2}\) y\(\mathrm{O}_{2}\) es explosiva (libera rápidamente energía térmica y luz), pero solo después de que se haya suministrado esa chispa inicial.

Podemos trazar el comportamiento de la reacción, en función del tiempo, comenzando con la adición del fósforo ardiente. Vale la pena tener en cuenta que la reacción se\(\mathrm{O}_{2}\) convierte\(\mathrm{H}_{2}\) y en agua. Por lo tanto, las concentraciones de\(\mathrm{H}_{2}\) y\(\mathrm{O}_{2}\) en el sistema disminuyen a medida que avanza la reacción mientras\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\) aumenta la concentración de. A medida que avanza la reacción, la probabilidad de colisiones productivas entre\(\mathrm{H}_{2}\) y\(\mathrm{O}_{2}\) moléculas disminuye simplemente porque hay menos\(\mathrm{O}_{2}\) moléculas\(\mathrm{H}_{2}\) y hay presentes. Podemos pensarlo de esta manera: la velocidad a la que se produce la reacción en la dirección hacia adelante (hacia la derecha) se basa en la probabilidad de colisiones productivas entre moléculas de\(\mathrm{H}_{2}\) y\(\mathrm{O}_{2}\). Esto a su vez depende de su concentración relativa (es por ello que el hidrógeno no se quemará en ausencia de\(\mathrm{O}_{2}\)). A medida que las concentraciones de las dos moléculas disminuyen, la velocidad de reacción se ralentiza. Normalmente, las moléculas de agua producidas por la quema se dispersan y la concentración (moléculas por unidad de volumen) de\(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\) nunca crece muy grande. Pero si las moléculas están en un contenedor, entonces sus concentraciones aumentan, y eventualmente la reacción hacia atrás podría comenzar a ocurrir. La reacción alcanzará el equilibrio, momento en el que la velocidad de las reacciones hacia adelante y hacia atrás sería igual. Porque la reacción hacia adelante es tan favorable, algunos (pero muy poco)\(\mathrm{H}_{2}\) y\(\mathrm{O}_{2}\) permanecería en equilibrio. El punto es reconocer que las reacciones son dinámicas y, dependiendo de las condiciones, la naturaleza exacta del estado de equilibrio estará determinada por las concentraciones, temperaturas y la naturaleza de la reacción.

Preguntas

Preguntas para responder

• En sus propias palabras, defina el término reacción química. ¿Cómo se puede saber cuándo se ha producido una reacción química?
• Da algunos ejemplos de reacciones que ya conoces o que has aprendido en cursos anteriores.
• ¿Qué entendemos por velocidad de reacción? ¿Cómo podría determinar una velocidad de reacción?
• ¿Qué condiciones deben existir para que algo reaccione?
• ¿Cómo influye la concentración de reactivos y productos en la velocidad de una reacción?
• ¿Son posibles las reacciones químicas en fase sólida?
• ¿Qué factores se requieren para que una reacción alcance un equilibrio estable (aunque dinámico)?
• ¿Por qué es poco probable que un edificio en llamas alcance el equilibrio?
• Suponiendo que los haya encontrado antes, defina los términos ácidos y básicos en sus propias palabras.

Preguntas para reflexionar

• ¿Qué reacciones están pasando a tu alrededor en este momento?
• ¿Qué se requiere para que una reacción retroceda?