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1.3: Ecuaciones Químicas

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    153034
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    Objetivos de aprendizaje

    • Describir enlaces iónicos, covalentes y de hidrógeno
    • Explicar las reacciones de síntesis, descomposición, intercambio y combustión
    • Describir el flujo de energía a través de reacciones químicas

    Combinación y descomposición

    Enlace iónico, enlace covalente, enlace de hidrógeno, peso molecular y mol

    Cuando el nivel de energía más externo de un átomo no está completamente lleno de electrones, los espacios sin llenar o los electrones adicionales en el nivel de energía exterior, son críticos en cuanto a si es más fácil para el átomo ganar o perder electrones. La configuración químicamente más estable para cualquier átomo es tener su capa más externa de electrones llena. Por ejemplo, un átomo de sodio, Na, tiene un electrón en su nivel de energía más externo. Este nivel se llena cuando ocho electrones ocupan este espacio. Por esta razón, a los átomos de sodio les resulta más fácil renunciar a un electrón para tener una capa más externa completa. Un átomo de cloro, Cl, tiene siete electrones en su nivel de energía más externo. Este nivel se llena cuando ocho electrones ocupan este espacio. Al cloro le resulta más fácil aceptar un electrón para llenar el nivel con electrones. El sodio y el cloruro se combinan para formar sal. El sodio cede un electrón al cloro; por lo tanto, el sodio pierde un electrón para adquirir un nivel de energía más externo completado y el cloro acepta el electrón para tener una capa externa completa.

    La valencia, o capacidad de combinación, de un átomo es el número de electrones extra o faltantes en su capa de electrones más externa. El hidrógeno tiene una valencia de 1 (un espacio sin llenar, o un electrón extra), el oxígeno tiene una valencia de 2 (dos electrones adicionales), el cloro tiene una valencia de 1 (un electrón extra) y el magnesio tiene una valencia de 2 (dos electrones adicionales).

    Los átomos logran el complemento completo de electrones en sus capas de energía más externas al combinarse para formar moléculas, las cuales están compuestas por átomos de uno o más elementos. Una molécula que contiene al menos dos tipos diferentes de átomos, como el cloruro de sodio (sal), se llama compuesto. En el cloruro de sodio, la omisión de un subíndice indica que hay un átomo de sodio y un átomo de cloruro. En el compuesto, agua (H2O) el subíndice 2 indica que hay dos átomos de hidrógeno y la ausencia de un subíndice para el oxígeno indica que hay un átomo de oxígeno. Las moléculas se mantienen unidas porque los electrones de valencia de los átomos combinantes forman fuerzas atractivas, llamadas enlaces químicos, entre los núcleos atómicos. Por esta razón, la valencia también puede verse como la capacidad de unión de un elemento. Debido a que se requiere energía para la formación de enlaces químicos, cada enlace químico posee una cierta cantidad de energía química potencial.

    Los átomos forman enlaces de una de dos maneras. O ganan o pierden electrones de su capa externa de electrones, o comparten electrones externos. Cuando los átomos han ganado o perdido electrones externos, el enlace químico se llama enlace iónico. Cuando se comparten electrones externos, el enlace se denomina enlace covalente. Los tipos de enlaces que realmente se encuentran en las moléculas van desde altamente iónicos hasta altamente covalentes.

    Enlaces Iónicos

    Los átomos son eléctricamente neutros cuando el número de cargas positivas (protones) es igual al número de cargas negativas (electrones). Cuando un átomo aislado gana o pierde electrones, el equilibrio se altera. Si el átomo gana electrones, adquiere una carga negativa porque los electrones están cargados negativamente. Tal átomo cargado negativa o positivamente se llama ion.

    Por ejemplo, el sodio (Na) tiene 11 protones y 11 electrones, con un electrón en su capa externa de electrones. El sodio tiende a perder el electrón externo único. Se considera un donador de electrones. Cuando el sodio dona un electrón a otro átomo, queda con 11 protones y 10 electrones. El sodio está cargado positivamente, y se le llama ion de sodio. Está escrito como Na+. El cloro (Cl) tiene un total de 17 electrones, 7 de ellos están en la capa externa de electrones. Esta capa exterior puede contener 8 electrones. Por esta razón, el cloro tiende a captar un electrón que ha sido perdido por otro átomo. Se considera que es un aceptor de electrones. Al aceptar un electrón, el cloro suma 18 electrones. Pero sólo tiene 17 protones en su núcleo. El ion cloruro por esta razón tiene una carga de -1, y está escrito como Cl-.

    Las cargas opuestas del ion sodio (Na+) y el ion cloruro (Cl-) se atraen entre sí. La atracción, un enlace iónico, mantiene unidos los átomos y se forma una molécula de sal de mesa. Un enlace iónico es una atracción entre iones de carga opuesta que los mantiene unidos para formar una molécula estable. Un enlace iónico es una atracción entre átomos en la que un átomo pierde electrones y otro átomo gana electrones. Los enlaces iónicos fuertes tienen una importancia limitada en las células vivas. Los enlaces iónicos más débiles formados en soluciones acuosas (agua) son importantes en las reacciones bioquímicas en organismos vivos.

    Un átomo cuya capa externa de electrones está a menos de la mitad llena perderá electrones y formará iones cargados positivamente, llamados cationes, como potasio (K+), calcio (Ca+2) y sodio (Na+). Cuando la capa externa de un átomo está más de medio relleno, el átomo ganará un electrón y formará iones cargados negativamente, llamados aniones, como el ion yoduro (I-), sulfuro (S-2), cloruro (Cl-).

    Enlaces covalentes

    Un enlace covalente es un enlace químico formado por dos átomos que comparten uno o más pares de electrones. Los enlaces covalentes son más fuertes y más comunes en organismos vivos que son verdaderos enlaces iónicos. En las moléculas de hidrógeno, H 2, dos átomos de hidrógeno comparten un par de electrones. Cada átomo de hidrógeno tiene un electrón en la órbita exterior. Para tener un caparazón completo, se necesita un electrón adicional. En la molécula de hidrógeno, un átomo de hidrógeno con un electrón comparte un electrón con el otro átomo de hidrógeno de manera que un par compartido de electrones orbitan realmente los núcleos de cada átomo. Las capas externas de electrones de ambos átomos están llenas. Los átomos que comparten un par de electrones forman un solo enlace covalente. Los átomos que comparten dos pares de electrones forman un doble enlace covalente, expresado como dos líneas simples (=). Un triple enlace covalente se expresa como tres líneas simples, y ocurre cuando los átomos comparten tres pares de electrones.

    El metano (CH 4) tiene enlace covalente entre los átomos de hidrógeno y carbono. La capa externa de electrones del átomo de carbono puede contener ocho electrones pero solo tiene cuatro electrones. Cada átomo de hidrógeno puede contener dos electrones pero solo tiene un electrón en la órbita exterior. En la molécula de metano, el átomo de carbono gana cuatro electrones de hidrógeno para completar su capa externa, y cada átomo de hidrógeno completa su capa externa al compartir un electrón del átomo de carbono. Cada electrón externo del átomo de carbono orbita el núcleo de carbono y un núcleo de hidrógeno. Cada electrón de hidrógeno orbita su núcleo y el núcleo de carbono.

    Elementos como el hidrógeno y el carbono, cuyas capas externas de electrones están medio llenas, forman enlaces covalentes fácilmente. En los organismos vivos, el carbono casi siempre forma enlaces covalentes. Los enlaces covalentes se forman por el reparto de electrones entre átomos. Los enlaces iónicos se forman por desgaste entre átomos que han perdido o ganado electrones y están cargados positiva o negativamente.

    Enlaces de Hidrógeno

    Otro tipo de enlace es el enlace de hidrógeno donde un átomo de hidrógeno que está unido covalentemente a un átomo de oxígeno o nitrógeno es atraído a otro átomo de oxígeno o nitrógeno. Estos enlaces son débiles y no unen átomos en moléculas. Sirven como puentes entre diferentes moléculas o entre diversas porciones de una misma molécula.

    Cuando el hidrógeno se combina con átomos de oxígeno o nitrógeno, el núcleo relativamente grande de los átomos de oxígeno o nitrógeno más grandes tiene más protones y atrae al electrón de hidrógeno con mayor fuerza que el núcleo de hidrógeno pequeño. En una molécula de agua (H 2 O), los electrones tienden a estar más cerca del núcleo de oxígeno que a los núcleos de hidrógeno. Como resultado, la porción de oxígeno de la molécula tiene una carga ligeramente negativa, y la porción de hidrógeno de la molécula tiene una carga ligeramente positiva. Cuando el extremo cargado positivamente de una molécula es atraído hacia el extremo cargado negativamente de otra molécula, se forma un enlace de hidrógeno. Esta atracción también puede ocurrir entre el hidrógeno y otros átomos de la misma molécula, especialmente en moléculas grandes. El oxígeno y el nitrógeno son los elementos más frecuentemente involucrados en los enlaces de hidrógeno.

    Los enlaces de hidrógeno son más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Los enlaces de hidrógeno se forman y se rompen con relativa facilidad. Esta propiedad explica el enlace temporal que se produce entre ciertos átomos de moléculas grandes y complejas, como proteínas y ácidos nucleicos.

    Peso Molecular y Moles

    La formación de enlaces da como resultado la creación de moléculas. Las moléculas se discuten en términos de unidades de medida llamadas peso molecular y moles. El peso molecular de una molécula es la suma de los pesos atómicos de los átomos que componen la molécula. Para relacionar el nivel molecular con el nivel de laboratorio, se utiliza una unidad llamada mol.

    Un mol de una sustancia es su peso molecular expresado en gramos de manera que un mol de agua (H 2 O) pesa 18 gramos porque el peso molecular del agua es de 18, o...

    • H 2 O: El número atómico de Hidrógeno (2) es 1 y Oxígeno (16) es 16; [(2 x 1, H) + 16, O] = 18

    Reacciones Químicas

    La energía química ocurre cuando se forman o rompen enlaces químicos entre los átomos durante las reacciones químicas. Una reacción química que absorbe más energía de la que libera se llama reacción endergónica, lo que significa que la energía se almacena en los enlaces químicos que se forman como energía potencial. Una reacción química que libera más energía de la que absorbe se llama reacción exergónica, lo que significa que la energía se libera de los enlaces químicos, energía cinética (los enlaces químicos se rompen liberando la energía potencial almacenada).

    Reacciones de síntesis

    Cuando dos o más átomos, iones o moléculas se combinan para formar moléculas nuevas y más grandes, la reacción se llama reacción de síntesis. Sintetizar significa armar, y una reacción de síntesis forma nuevos enlaces. Este proceso requiere la mayoría de las veces que se agregue energía al sistema.

    • Reacción de síntesis: (A, átomo, ion o molécula) + (B, átomo, ion o molécula) + energía → (AB, nueva molécula)

    Las sustancias combinadoras, A y B se llaman los reactivos, y la sustancia formada por la combinación, AB, es el producto. La flecha indica la dirección en la que procede la reacción.

    Las vías de reacciones de síntesis en los organismos vivos se denominan colectivamente reacciones anabólicas, o simplemente anabolismo. La combinación de moléculas de azúcar para formar almidón y de aminoácidos para formar proteínas son ejemplos de anabolismo. Las reacciones anabólicas, en general, requieren un aporte de energía. La energía se almacena en el enlace químico recién formado como energía potencial (energía química).

    Reacciones de descomposición

    El reverso de una reacción de síntesis es una reacción de descomposición. Descomponer significa descomponerse en partes más pequeñas, y en una reacción de descomposición, se rompen los enlaces químicos. Las reacciones de descomposición dividen las moléculas grandes en moléculas, iones o átomos más pequeños. Se produce una reacción de descomposición:

    • (AB, nueva molécula) → (A, átomo, ion o molécula) + (B, átomo, ion o molécula) + energía

    Las reacciones de descomposición que ocurren en los organismos vivos se denominan colectivamente reacciones catabólicas, o catabolismo. El catabolismo ocurre cuando la sacarosa se descompone en azúcares más simples como la glucosa durante la digestión. La descomposición bacteriana del petróleo es otro ejemplo de reacciones de descomposición. La energía se libera con los enlaces químicos se descomponen.

    Reacciones de intercambio

    Las reacciones químicas se basan en la síntesis y descomposición. Muchas reacciones, como las reacciones de intercambio, son en realidad parte de la síntesis y en parte de la descomposición. Una reacción de intercambio funciona:

    • (AB, molécula) + (CD, molécula) → (AD, molécula) + (BC, molécula)

    Reacciones de combustión

    Las reacciones de combustión son tipos de reacciones químicas donde los compuestos y oxidantes reaccionan para producir calor y nuevos productos. Una reacción de combustión común es la reacción entre oxígeno e hidrocarburos para producir agua y dióxido de carbono:

    • (Oxígeno) + (Hidrocarburos) → (Dióxido de Carbono) + (Agua) + Calor
      • Por ejemplo:
        • 2H 2 + O 2 → 2H 2 O + calor
        • CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + calor

    También es común que una reacción de combustión libere luz y produzca una llama. Sin embargo, no es necesario. Para que se inicie una reacción de combustión, se debe superar la energía de activación para la reacción. A menudo las reacciones de combustión se inician con una llama, que proporciona el calor para iniciar la reacción. Una vez que comienza la combustión, el calor que se produce sostiene la reacción hasta que se utilizan los reactivos.

    Para reconocer las reacciones de combustión, el oxígeno estará en el lado reactivo de la ecuación y la liberación de calor estará en el lado del producto de la ecuación. A veces la molécula de combustible contiene oxígeno. Por ejemplo, la combustión de etanol:

    • C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O

    La combustión es una reacción exotérmica para que libere calor. Sin embargo, a veces la reacción avanza tan lentamente que no se nota un cambio de temperatura. Los signos de que se produce una reacción de combustión son la presencia de oxígeno como reactivo y dióxido de carbono, agua y calor como productos. La reacción de combustión inorgánica puede no formar los mismos tipos de productos; sin embargo, son reconocibles por la reacción del oxígeno. El método más seguro para reconocer una reacción de combustión es que los productos contienen dióxido de carbono y agua.

    La combustión no siempre procede a su finalización o a una eficiencia del 100 por ciento. Las reacciones son propensas a limitar los reactivos. Existen dos tipos de reacciones de combustión:

    • Combustión completa: conocida como combustión limpia donde la oxidación de los reactivos (hidrocarburos) produce solo dióxido de carbono y agua. La quema de cera de vela, donde el calor de la mecha vaporiza la cera (hidrocarburo), es un ejemplo. La reacción resulta del oxígeno en el aire por lo que el dióxido de carbono y el agua son los productos. Toda la cera se quema para que no quede nada una vez consumida la vela. El vapor de agua y el dióxido de carbono se disipan a la atmósfera.
    • Combustión incompleta: la combustión incompleta es la oxidación de un hidrocarburo incompleto o sucio. Los productos son monóxido de carbono y carbono (hollín) además de dióxido de carbono. Un ejemplo sería la combustión del carbón, donde el hollín y el monóxido de carbono son los productos. Los combustibles fósiles se oxidan de forma incompleta y liberan productos de desecho.

    Flujo de Energía en Reacciones Químicas

    Los enlaces químicos representan la energía química almacenada, y las reacciones químicas finalmente resultan en la absorción neta o liberación de energía. Las reacciones que liberan energía se denominan reacciones exergónicas. Estas reacciones producen productos con menos energía que los reactivos iniciales, junto con energía que se puede cosechar para su uso. Las reacciones catabólicas y oxidativas son exergónicas en su mayor parte.

    Los productos de las reacciones de absorción de energía, endergónicas, contienen energía potencial en sus enlaces químicos que es más que la energía que contienen los reactivos. Las reacciones anabólicas son reacciones de absorción de energía. Por ejemplo, la energía liberada cuando las moléculas de combustible se descomponen (oxidan) se captura en las moléculas de ATP y se utiliza para sintetizar moléculas biológicas complejas que el cuerpo necesita para sostener la vida.

    3.5 Factores que influyen en la tasa de reacciones químicas

    Para que los átomos y las moléculas reaccionen, deben colisionar con la fuerza suficiente para superar la repulsión entre sus electrones. La interacción entre los electrones de la capa de valencia no puede ocurrir a larga distancia. La fuerza de las colisiones depende de la velocidad de las partículas. Las colisiones sólidas y contundentes entre partículas que se mueven rápidamente en las que las conchas de valencia se superponen tienen muchas más probabilidades de causar una reacción que las colisiones en las que las partículas se pastan entre sí.

    Al aumentar la temperatura de una sustancia se incrementa la energía cinética de sus partículas y la fuerza de sus colisiones. Las reacciones químicas proceden más rápidamente a temperaturas más altas.

    Las reacciones químicas progresan más rápidamente cuando las partículas reaccionantes están presentes en números altos, o concentraciones, porque la probabilidad de colisiones es mayor. A medida que las concentraciones de los reactivos disminuye, la reacción se ralentiza. El equilibrio químico eventualmente ocurre a menos que se agreguen reactivos adicionales o se eliminen productos del sitio de reacción.

    Las partículas más pequeñas se mueven más rápido que las partículas grandes y tienden a colisionar con mayor frecuencia y fuerza. Cuanto más pequeñas son las partículas reaccionantes, más rápido procede una reacción química a una temperatura y concentración dadas.

    Las reacciones químicas en sistemas no vivos pueden acelerarse mediante calentamiento. Sin embargo, los aumentos drásticos de la temperatura corporal ponen en peligro la vida porque se destruyen importantes moléculas biológicas. A temperatura corporal normal, la mayoría de las reacciones químicas procederían a un ritmo demasiado lento para mantener la vida, si los catalizadores no estuvieran presentes. Los catalizadores son sustancias que incrementan la velocidad de las reacciones químicas sin cambiar químicamente ni formar parte del producto. Los catalizadores biológicos se llaman enzimas.

    Preguntas de revisión

    1. ¿Qué es un enlace covalente?
    2. ¿Qué es un enlace iónico?
    3. ¿Describir enlaces de hidrógeno?
    4. Describir las reacciones de síntesis, descomposición, intercambio y combustión.
    5. Explicar las reacciones exergónicas y endergónicas.

    Cuestionario de capítulo

    1. La capacidad ___________ o combinadora de un átomo es el número de electrones extra o faltantes en su capa de electrones más externa.
      1. Valence
      2. Número atómico
      3. Tipo de cambio
      4. Núcleo
    2. ___________ es la oxidación de un hidrocarburo que está incompleto o sucio. Los productos son monóxido de carbono y carbono (hollín) además de dióxido de carbono.
      1. Combustión completa
      2. Combustión incompleta
      3. Reducción
      4. Endergonic
    3. ___________ es donde un átomo de hidrógeno que está unido covalentemente a un átomo de oxígeno o nitrógeno es atraído a otro átomo de oxígeno o nitrógeno. Estos enlaces son débiles y no unen átomos en moléculas.
      1. Unión iónica
      2. Enlace covalente
      3. Enlace de hidrógeno
      4. Adhesión temporal
    4. __________ es una atracción entre iones de carga opuesta que los mantiene unidos para formar una molécula estable.
      1. Unión iónica
      2. Enlace covalente
      3. Enlace de hidrógeno
      4. Adhesión temporal
    5. ___________ son más fuertes y más comunes en los organismos vivos que los verdaderos enlaces iónicos. En las moléculas de hidrógeno, H2, dos átomos de hidrógeno comparten un par de electrones.
      1. Enlaces iónicos
      2. Enlaces covalentes
      3. Enlaces de hidrógeno
      4. Fianzas temporales
    6. ___________ representan la energía almacenada.
      1. Enlaces químicos
      2. Enlaces de hidrógeno
      3. Enlaces covalentes
      4. Enlaces iónicos
    7. Cuando dos o más átomos, iones o moléculas se combinan para formar moléculas nuevas y más grandes, la reacción se llama ___________.
      1. Reacción de descomposición
      2. Reacción de intercambio
      3. Reacción de combustión
      4. Reacción de síntesis
    8. ___________ son sustancias que incrementan la tasa de reacciones químicas sin que se cambien químicamente ni formen parte del producto.
      1. Productos
      2. Reactivos
      3. Catalizadores
      4. Enlaces químicos
    9. Para que se inicie una reacción de combustión, se debe superar la energía ___________ para la reacción.
      1. Kinetic
      2. Potencial
      3. Activación
      4. Descomposición
    10. Las reacciones que liberan energía se llaman reacciones ___________.
      1. Endergonic
      2. Síntesis
      3. Exergónico
      4. Sustitución

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