1. INTRODUCCIÓN
En el presente tema se van a estudiar diversos aspectos de la química relacionados con las reacciones químicas, profundizaremos en los cambios que se producen en la naturaleza de las sustancias. Así trataremos el aspecto estequiométrico, con el estudio de las relaciones ponderales, el aspecto termodinámico, con el estudio energético de las reacciones, el aspecto de equilibrio químico, estudiando la constante de equilibrio y también el aspecto cinetoquímico, con el estudio de la velocidad de las reacciones y los factores que afectan a las mismas. Al final del tema se elabora una síntesis de los progresos que la química ha llevado a la sociedad, pasando de ser alquimia a una ciencia experimental, fundamental para el desarrollo de nuestra sociedad.
2. CAMBIOS EN LA MATERIA
Las sustancias materiales pueden modificarse debido a:
– Cambios físicos: aquellas transformaciones de la materia que modifican alguna propiedad de la misma, sin que esta llegue a evolucionar para cambiar su naturaleza.
– Cambios o reacciones químicas: aquellas transformaciones de la materia donde la naturaleza de la sustancia desaparece y origina otra nueva.
En la naturaleza existen numerosos procesos donde ocurren simultáneamente ambos tipos de transformaciones a la vez. Los cambios químicos suponen una modificación profunda de las propiedades y naturaleza de la materia, mientras que los cambios físicos solo lo hacen parcialmente. Los cambios químicos tienen carácter permanente, en general, mientras que los físicos no.
3. REACCIONES QUÍMICAS
3.1.Concepto de reacción química. Ecuación química
Proceso en el que una o más sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias, de distinta naturaleza y con distintas propiedades, denominadas productos, existiendo un intercambio de energía. Se produce la rotura de enlaces y la formación de otros nuevos. En cualquier reacción química los productos de la reacción son justamente los mismos átomos de los reactivos, pero con una distribución diferente.
Para definir el proceso químico cualitativa y cuantitativamente, de un modo preciso y breve escribimos los elementos y compuestos químicos que intervienen en la reacción mediante símbolos y fórmulas correspondientes desarrollando la ecuación química. Para describir la reacción cualitativamente es preciso que los símbolos describan el estado o condiciones de los reactivos y productos tal como se presentan en la reacción. En el aspecto cualitativo, mencionar que en toda reacción se encuentran presentes diferentes especies químicas, pero que para simplificar la ecuación solo se indica la especie más abundante. En el aspecto cuantitativo se estudiarán los coeficientes estequiométricos como veremos en otro apartado de este tema.
3.2.Tipos de reacciones químicas
Existen varias clasificaciones de las reacciones químicas según el criterio que se tome, a continuación presento los tipos de reacciones químicas más frecuentes:
– Reacciones de síntesis: son aquellas en las que se obtiene una única sustancia a partir de otras más sencillas o las reacciones que permiten obtener un compuesto a partir de sus elementos.
– Reacciones reversibles e irreversibles: las reacciones que se producen en un solo sentido, se denominan irreversibles. Las reacciones reversibles , por el contrario, tienen lugar en los dos sentidos y producen una progresiva disminución de la concentración de los reactivos hasta alcanzar un estado en el cual las concentraciones permanecen constantes (equilibrio químico). En este tipo de reacciones los términos se separan mediante dos flechas de sentido opuesto.
– Reacciones de descomposición: aquellas reacciones en las que una sustancia origina otras sustancias más sencillas.
– Reacciones de sustitución: aquellas reacciones en las que un elemento de unos de los reactivos desplaza o sustituye a otro elemento de otro reactivo
– Reacciones de precipitación: aquellas reacciones en las que se forma un producto poco soluble que se deposita en el fondo del recipiente en forma sólida, cuando se mezclan dos disoluciones
– Reacciones de transferencia de protones: son aquellas reacciones en las que intervienen dos sustancias con propiedades antagónicas, donde una de ellas es capaz de ionizarse en disolución acuosa para liberar protones y otra es capaz de ionizarse para liberar hidroxilos. Estas reacciones se ven acompañadas de una reacción de neutralización donde se produce la transferencia de un protón desde un ácido a una base.
– Reacciones de transferencia de electrones o redox: aquellas reacciones en las que un reactivo transfiere electrones hacia otro reactivo. Estos reactivos se encuentran asociados formando pares redox
– Reacciones espontáneas o forzadas: espontáneas si la reacción química se produce autónomamente, porque las condiciones termodinámicas son favorables, no espontáneas o forzadas si la reacción química no se produce autónomamente, porque las condiciones termodinámicas no son favorables para ello.
4. INTERCAMBIOS ENERGÉTICOS. TERMOQUÍMICA
4.1.Concepto de termoquímica
Rama de la termodinámica que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. Uno de los aspectos que permite diferenciar una simple mezcla de sustancias de una reacción química, es que en la mezcla, generalmente, apenas hay intercambio de calor, hasta el punto de que en una mezcla ideal ese intercambio es exactamente 0. En una reacción química, por el contrario, el intercambio de calor es apreciable y, en la mayoría de los casos, muy grande. Si durante la reacción se cede calor al medio ambiente, la reacción se llama exotérmica, y si se absorbe calor del medio, se denomina endotérmica.
4.2.Calor de reacción
Calor puesto en juego en una reacción química a tª constante son que intervenga ninguna otra manifestación energética, y referida al número de moles de las sustancias reaccionantes que se especifica en la correspondiente ecuación estequiométrica.
Aun cuando los calores de reacción se definen a tª cte., caben dos posibilidades de llevar a cabo la reacción, a p cte. y a v cte. Como demuestra la termodinámica, el calor de reacción a p cte., al igual que el calor de cualquier otro proceso, equivale a la variación de entalpía del sistema, entendiendo por tal variación la entalpía de los productos finales menos la de los iniciales.
Puesto que la mayoría de las reacciones químicas se realizan a p cte., es frecuente hablar sistemáticamente de entalpías de reacción en vez de calores de reacción, dando por supuesto que si no se indica lo contrario, el proceso se realiza a p cte.
El calor de reacción a v cte. es igual a la variación de energía interna del sistema, es decir, la energía interna de los productos menos la energía interna de los reactivos.
La relación entre ambos calores de reacción es la misma que existe entre ΔH y ΔE, en el caso de que la reacción no intervengan más que fases condensadas. Si intervienen también gases y se les supone comportamiento ideal, entonces estableceremos la ecuación: qp=qv+ΔnRT, donde n es el número de moles de gases de los productos menos el número de moles de gases de los reactivos. Si existen más moles de gas entre los reactivos que entre los productos, la relación n será negativa e ΔH será menor que ΔE.
Una reacción de gran interés termodinámico, así como el calor implicado en la misma, es la reacción de formación de un compuesto, que se define como la reacción de obtención de ese compuesto, como único producto, a partir de sus elementos. El calor de formación del compuesto será, por tanto, el calor implicado en dicha reacción y da una idea de la estabilidad del mismo.
Dado que la entalpía no es posible medir sino variaciones y no valores absolutos, es necesario elegir un estado de referencia. Se ha convenido este estado de referencia, o estado estándar, de la siguiente manera:
– En los sólidos la forma alotrópica más estable a una tª de 298 K
– En los líquidos, el líquido puro igualmente a 1 atm y 298K
– En los gases, el gas puro, también a 1 atm y 298 K
El estado estándar no especifica la tª, aunque la costumbre ha convenido en que sea la que se ha mencionado
El calor de formación estándar ΔHº, es la variación de entalpía de la reacción de formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos, todos en estado estándar. Por definición, el calor de formación de los elementos en estado estándar es cero.
4.3.Ecuaciones termoquímicas
Algunas características de este tipo de ecuaciones:
– Una reacción termoquímica debe indicar el calor de reacción. Se puede conseguir incluyendo el calor de reacción dentro de la propia ecuación, como si se tratara de una sustancia más, en el primer miembro, en el caso de que se aporte calor y en el segundo miembro en el caso en el que se desprenda- o bien colocarse un signo + en endotérmicas o – en exotérmicas.
– Especificar el estado de los reactivos y de los productos de reacción.
– Empleo del número de moles fraccionarios para alguna de las sustancias de reacción.
– Las reacción de combustión es costumbre establecerlas de forma que muestren explícitamente el calor de combustión de un mol de sustancia
– 
Indicar la tª y p a la que se realiza el proceso, cuando se trata de reacciones a p cte., que son la mayoría de ellas. las condiciones estándar se indican con el superíndice 0 colocado a la derecha de la H. la tª se indica con un subíndice que representa el valor de la tª absoluta.
En relación con la energía libre de Gibbs, la variación de entalpía de reacción nos indica también la espontaneidad o inespontaneidad de una reacción.
4.4.Leyes termoquímicas
– Ley de Lavoisier y Laplace: la cantidad de calor que se ha de suministrar a un compuesto para descomponerlo en sus elementos es igual al calor desprendido al formar el compuesto a partir de sus elementos constituyentes. Este resultado experimental está totalmente de acuerdo con el enunciado del primer principio de la termodinámica (la energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma)
– Ley de Hess: El cambio de entalpía de una reacción solamente depende de la naturaleza de los reactivos y de los productos de la reacción y es independiente del número de pasos o caminos necesarios para llegar a los segundos partiendo de los primeros.
5. ESTEQUIOMETRÍA
5.1.Concepto de estequiometria. Cálculos másicos y volumétricos
El término estequiometria deriva del griego stoicheion, letra o elemento básico constitutivo y métron medida, se define como el área de la química que cuantifica las cantidades de las sustancias que participan en una reacción química. El aspecto cuantitativo de una reacción química queda reflejado por los coeficientes estequiométricos que aparecen en la ecuación química. Unas veces, estos coeficientes solo representan los números relativos de las moléculas que participan en una reacción química siendo correcto en este caso el uso de coeficientes fraccionarios.
Une ecuación química es un ejemplo de la ley de conservación de la masa, la que expresa el hecho de que en una reacción química el número de átomos de cada especie es constante y se conserva durante la reacción. Otro tanto puede decirse de la conservación de la carga eléctrica. Estos principios de conservación se usan para lo que se denomina ajustar o equilibrar la ecuación química.
Por lo tanto en todo cálculo estequiométrico se deben de seguir las leyes cuantitativas de la química, que se enuncian como sigue:
– Ley de Lavoisier o de conservación de la masa: en una reacción química, la suma de las masa de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción
– Ley de Proust o de las proporciones constante: Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal
– Ley de Dalton o de las proporciones múltiples: si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con un mismo peso del otro, están en una razón de número enteros pequeños
– Ley de Richter o de los pesos equivalentes: los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalente entre sé
– Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación: en cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la misma están en una relación de números enteros sencillos.
5.2. Cinetoquímica
Es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad de las reacciones. Su importancia es muy amplia, ya que se relaciona con temas como la rapidez en que actúa un medicamento o el descubrimiento de nuevos catalizadores en la industria. Cuando se estudia una reacción química es imprescindible analizar su cinética.
– Velocidad de reacción: variación respecto del tiempo de la concentración de una de las sustancias que intervienen en la misma, sea en forma de reactivo o en forma de producto final. Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada uno de los reactivos y los productos van variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual, las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes. La velocidad de una reacción es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo. Es decir, el cociente de la variación de la concentración de algún reactivo o producto por unidad de tiempo cuando los intervalos de tiempo tienden a 0. Si consideramos la reacción genérica: aA + bB à cC + dD, la velocidad de reacción se puede expresar, indistintamente, como la velocidad de desaparición de uno de los reactivos o como velocidad de formación de uno de los productos: como la velocidad es positiva según transcurre la reacción hacia la derecha, es decir, cuando van desapareciendo los reactivos, es necesario poner un signo – delante de las concentraciones de éstos.
– Ecuación de velocidad: ecuación que da la velocidad de reacción como función de la concentración de cada una de las sustancias que influyen en dicha velocidad. En general la velocidad de pende de las concentraciones de los reactivos siguiendo una expresión similar a la siguiente para la reacción estándar:
aA + bB à cC + dD, v=k.[A]n. [B]m
Es importante señalar que m y no tiene por que coincidir con los coeficientes estequiométricos, a y b, sino que se determinan experimentalmente y no se pueden deducir a partir de la ecuación estequiométrica de la reacción. A la constante k, se le denomina constante de velocidad. Su valor es característico de cada reacción, no depende de las concentraciones de los reactivos, pero si varía mucho con la tª. Las unidades de esta constante de velocidad dependen del orden total de la reacción.
– Orden de reacción: en la expresión v=k.[A]n. [B]m, se denomina orden de reacción total al valor suma de los exponentes n y m. se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden n con respecto a A y de orden m con respecto a B. la ecuación de definición de la velocidad de reacción es una ecuación diferencial de manejo engorroso, por eso es conveniente usar la ecuación de velocidad en forma integrada, ya que lo que se miden son concentraciones de los componentes, no su variación infinitesimal
– Vida media o periodo de semirreacción: la vida fraccionaria de una reacción se define como el tiempo necesario para que una cierta fracción de reactivo se convierta en productos. La vida fraccionaria más usada es la vida media o periodo de semirreacción, t1/2, que se define como el tiempo necesario para que la concentración de un reactivo determinado se reduzca a la mitad del valor inicial. Es decir, cuando t= t1/2, [A]=[A]0/2. No existe un procedimiento general para determinar el orden de una reacción que, por otra parte, debe ser determinado siempre a partir de datos experimentales. Utilizaremos un ejemplo experimental para determinar el orden de una reacción a partir de la determinación de la ecuación de la velocidad.
5.3.Equilibrio químico
– La naturaleza del equilibrio químico: en primer lugar, las reacciones químicas, igual que los cambios de fase, son reversibles. Como consecuencia, existen condiciones de concentración, presión y tª bajo las cuales los reactivos y los productos de la reacción coexisten en equilibrio. Esto no es evidente todas las veces, en ocasiones, la cantidad de alguno de los reactivos es tan pequeña que es prácticamente imposible de medir. En estos casos se acostumbre decir que la sustancia se consumió toda, y a efectos prácticos, la reacción es considerada como irreversible. Sin embargo, todo sistema reaccionante finaliza en un estado de equilibrio en el cual aún quedan cantidades más o menos pequeñas de reaccionantes. Un segundo aspecto a destacar en los procesos químicos es que los sistemas van espontáneamente hacia un estado de equilibrio. Un sistema puede ser alejado del equilibrio solamente por algunas sustancias externas y, una vez que se le abandona a sí mismo, el sistema regresa a su estado de equilibrio. En el caso de las reacciones químicas, los sistema van hacia el equilibrio a causa de un desequilibrio de las velocidades de reacción directa e inversa y no hay modo de que un sistema perturbado pueda apartarse del equilibrio. En cualquier procesos químico, una vez alcanzado el equilibrio, éste puede romperse, modificando la tª, esto lleva consigo la variación de las velocidades de ambas reacciones en distinta cuantía. Pero en algún momento las variaciones en las concentraciones de los reactivos que esto produce hace que ambas velocidades de reacción se vuelvan a igualar y se alcance un nuevo estado de equilibrio. Una tercera generalización acerca del equilibrio químico es que la naturaleza de las propiedades del estado de equilibrio son las mismas, no importa cuál sea la dirección desde la que se ha alcanzado, suponiendo que por unidad de volumen intervenga un determinado número de átomos de cada elemento. Finalmente la cuarta generalización, constatada por la termodinámica, es que ele estado de equilibrio representa una transición entre dos tendencias de los sistemas: la de las moléculas a asumir un estado de mínima energía por una parte, y de máximo desorden molecular o máxima entropía, por otra.
– Constante de equilibrio: no depende de las concentraciones iniciales de productos y reactivos, sino de las concentraciones que hay en equilibrio- también depende de la tª y es característica para cada reacción química. Si variamos las concentraciones de productos y reactivos la reacción química se desplaza hasta alcanzar de nuevo el equilibrio químico, en el cual se cumple la constante de equilibrio Kc, en función de las concentraciones. Si Kc es alta la reacción química se encuentra desplazada hacia los productos, en cambio si es pequeña esta desplazada hacia los reactivos. Ley ideal del equilibrio químico:
En la expresión la cte. de equilibrio por convenio deben aparecer en el numerador de las concentraciones de los productos de la reacción y en el denominador las de los reactivos, que deben estar elevadas en todos los casos a los correspondientes coeficientes estequiométricos.
La ecuación de la ley ideal del equilibrio químico tiene una justificación termodinámica y cinética, aunque debe recalcarse que es válida solo cuando estamos tratando con compuestos que son gases ideales o que se encuentran presentes como sustancias disueltas en disolución ideal. Su justificación cinética es la siguiente. Para un proceso elemental la velocidad de reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos elevadas a sus coeficientes estequiométricos, de tal manera que para la reacción genérica que estamos estudiando se puede escribir:
V1=k1. [A]a.[B]b
V2=k2. [C]c.[D]d
El estado de equilibrio está caracterizado por un equilibrio dinámico en el que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales:
V1= V2
k1. [A]a.[B]b= k2. [C]c.[D]d
k1/ k2=[C]c.[D]d /[A]a.[B]b
El cociente entre las dos constantes de velocidad es una nueva constante que, al igual que las anteriores, no depende más que de la tª. En el caso de que los procesos directo e inverso no fueran elementales, las ecuaciones de la velocidad directa (V1) y la inversa (V2) en que las velocidades de reacción con respecto a las concentraciones de los compuestos que intervienen en ellas no serían tan sencillas. No obstante, se llegaría a la misma expresión de la constante de equilibrio.
Por convenio en los equilibrios heterogéneos no se incluyen las concentraciones de los sólidos puros en la expresión de la constante de equilibrio, en primer lugar porque la concentración de un sólido es en sí misma una constante y, además, es un hecho experimental que su cantidad no afecta a los parámetros del equilibrio. De igual manera, la concentración del agua no se incluye cuando la reacción tiene lugar entre sustancias disueltas en ellas.
– Principio de Chatelier: si un sistema químico en equilibrio se somete a cualquier acción externa perturbadora, el equilibrio se desplaza, reaccionando químicamente, en el sentido en el que se contrarresta la perturbación producida.
6. FACTORES QUE AFECTAN AL DESARROLLO DE LAS REACCIONES
– Naturaleza de los reactivos: se puede decir que a tª ordinaria, las reacciones que no implican un reajuste de enlaces suelen ser muy rápidas. Esto es lo que ocurre en casi todas las reacciones entre iones. En cambio, cuando las reacciones requieren ruptura y formación de enlaces las reacciones suelen ser lentas
– Concentración de los reactivos: el número de choques será proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos.
– Estado físico
– Superficie de contacto o grado de pulverización
– Presión: en el caso de que los reactivos se encuentren es estado gaseoso, puesto que en este caso una variación de la presión implica una variación de la concentración
– Presencia de catalizadores: modifican el mecanismo y por tanto la energía de activación de la reacción.
6.1.Influencia de la tª en la velocidad de reacción. Teoría de fracción de moléculas.
La constante de velocidad, y por tanto la velocidad de una reacción, aumenta si aumenta la tª, porque la fracción de moléculas que sobrepasan la energía de activación es mayor. Así a T2 hay un mayor porcentaje de moléculas con energía suficiente para producto la reacción que a T1.
La variación de la constante de la velocidad de la tª viene recogida en la ecuación de Arrhenius: k=Axe-Ea/RT, donde k es la constante de velocidad, a es constante y T es la temperatura absoluta. Normalmente se expresa de manera logarítmica: ln k= lnA- EA/RxT.
Arrhenius fue el primero en dar la formulación cuantitativa a la variación de la velocidad de reacción con la tª. Observó que la constante de velocidad, k, y la tª absoluta podían relacionarse mediante la ecuación empírica anteriormente citada. Desarrolló el primer estudio teórico para explicar el comportamiento molecular que se corresponde con la anterior ecuación, obtenida experimentalmente. Se trata solo de una descripción cualitativa, obtenida experimentalmente. Dado que las moléculas, para que reaccionen, deben ponerse previamente en contacto, es lógico suponer que las reacciones ocurren debido a los choques entre las moléculas. Por otra parte, se comprueba experimentalmente que la velocidad de reacción es menor que la que correspondería si la colisión fuera la única causa de la reacción, esto llevó a Arrhenius a suponer que no todas las colisiones dan lugar a reacción, sino solo aquellas que llevan consigo un alto contenido energético. Dicho de otra manera, para que un choque molecular de lugar a reacción, las moléculas implicadas en el choque deben ser activadas antes de que reaccionen. Estas moléculas activadas no son simples moléculas sino especies complejas que se conocer con el nombre de complejos activados. Se trata de moléculas inestables en las que los enlaces entre los átomos están formándose y rompiéndose continuamente. La teoría de Arrhenius, aun representando un importante avance en la interpretación molecular de los procesos que ocurren en una reacción química, es solo una descripción cualitativa que no puede demostrar como el factor preexponencial depende de las propiedades de las moléculas en reacción y no permite formular ninguna evaluación teórica de la cuantía de energía de activación. Con posterioridad se han desarrollado dos importantes teorías con las que se ha logrado la interpretación del significado del factor A, si bien el valor de la energía que corresponde al complejo activado se resiste todavía a una evaluación cualitativa, salvo en los casos excepcionales de algunas reacciones muy sencillas.
6.2.Catálisis
La velocidad de muchas reacciones químicas aumenta considerablemente al añadirles unas determinadas sustancias llamadas catalizadores. Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se modifican pues se recuperan al final y no aparecen en la ecuación global ajustada. Modifican el mecanismo y por tanto la energía de activación de la reacción. Sin embargo, no modifican las constantes de equilibrio.
Los catalizadores poseen las siguientes características:
– Específicos de cada reacción
– El efecto es muy notorio, bastando en general pequeñas cantidades de catalizador para conseguir un gran aumento en la velocidad de reacción
– No se modifican los parámetros termodinámicos de la reacción, lo que implica que la catálisis debe afectar por igual a la velocidad de la reacción directa que a la inversa, ya que la cte. de equilibrio es e cociente entre las dos constantes de velocidad.
– El catalizador interviene en la reacción de forma tal que al final se recupera por completo en el mismo estado que antes de la reacción. Hay que tener en cuenta dos cosas:
o El catalizador se altera químicamente por reacciones secundarias, que pueden inutilizarlo. La presencia de una sustancia aumenta la velocidad de una reacción al mismo tiempo que cambia ella misma, y, sin embargo, esta sustancia no es requerida por la estequiometria resultante de la reacción.
o 
El mecanismo de la reacción catalizada debe ser distinto que el de la reacción no catalizada y en el primero de los mecanismo debe intervenir, de una manera u otra el catalizador.
Ocurre a veces que uno de los productos de la reacción actúa de catalizador, en cuyo caso la reacción empieza lentamente, para ir acelerándose a medida que aumenta la presencia del catalizador. No siempre es fácil deducir el mecanismo de actuación de un catalizador, aunque a veces es muy simple. Sea una reacción elemental en la que el reactivo o reactivos, S, que se suele denominar sustrato, da lugar después de reaccionar al producto o productos finales. En ausencia de catalizador, la reacción transcurrirá a través de la formación de un complejo activado que llamaremos S*. Con una energía de activación Ea. En presencia de un catalizador C, la reacción transcurrirá por otro camino, a través de la formación de un complejo activado distinto, en el que de alguna manera interviene el catalizador, llamado complejo sustrato-catalizador. La energía de activación, es ahora menor y la velocidad de reacción será mayor.
Dada la forma exponencial de la ecuación de velocidad de la mayoría de las reacciones, se comprende que pequeñas variaciones en la energía de activación den variaciones grandes en la velocidad de reacción, característica típica de los procesos catalíticos.
Así pues, molecularmente, podemos definir al catalizador como aquella sustancia capaz de formar complejos activados de menor energía de activación que el que se forma en ausencia de catalizador.
El hecho de que la reacción transcurra por mecanismo catalítico no significa que se desarrolle también paralelamente por el ordinario. En efecto, si bien es cierto que la mayoría de los choques eficaces lo serán por mecanismo catalítico, puesto que se necesita menor energía, siempre habrá choques eficaces en los que esté implicada una energía superior, capaz de llevar la reacción por mecanismos no catalizados. Sin embargo, como la reacción no catalizada suele ser mucho más lenta que la catalizada, puede ser despreciada a efectos de cálculos cinéticos.
Por ello este es la razón de que no existan catalizadores negativos, ya que eso significaría que la reacción debería transcurrir a través de un mecanismo con mayor energía de activación que la del no catalizado, y la reacción tendería a irse, simplemente, por el cauce más fácil, que es el no catalizado. En este caso, sería despreciable la parte de reacción que transcurriese por el mecanismo catalizado negativamente.
Lo que si existen son sustancias inhibidoras, disminuyen la velocidad pero proceden de otro mecanismo diferente, bloqueando el camino normal de reacción por combinación del inhibidor con alguno de los productos intermedios- el inhibidor se consume durante la reacción, aunque a veces en cantidades tan pequeñas que puede inducir a creer que no se ha alterado y se comporta como un catalizador. El ejemplo más importante en los sistemas biológicos son las enzimas.
7. SU IMPORTANCIA EN LA EVOLUCIÓN DE LA SOCIEDAD
Las reacciones químicas y el reconocimiento de los factores que las gobiernan, presentan una importante labor en cuanto al desarrollo de nuestra sociedad.
Tan grande ha sido la aportación de la química al desarrollo que nos sería imposible nombrar aquí todos estos avances, pero sí haremos una pequeña mención a los más significativos.
Con la investigación, la química deja de ser alquimia para convertirse en una ciencia experimental. La unión de la química con la ingeniería industrial han surgido las maquinarias. Las máquinas del XIX estaban basadas en la utilización del carbón, la utilización del vapor, consiguió el desarrollo de máquinas de transporte.
Química y agricultura estudiaron los abonos y pesticidas para evitar pérdidas producidas por plagas y aumentar la producción agrícola.
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Conservación de alimentos. Conocimiento de los procesos químicos de degradación de la material desarrollo de mecanismo de control para conservar los alimentos y el desarrollo de conservantes, liofilizaciones…
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Ha influido en el desarrollo de otras ciencias como la bioquímica, que permite el conocimiento básico del mantenimiento de la vida.
Energía nuclear desarrollo debido al comportamiento de las partículas químicas y el conocimiento de átomos y componentes.
– Siglo XVI-XVII Paracelso, agrícola y Palissy método experimenta y Boyle el estudio de la presión de los gases
– XVIII Priestley y la separación del oxígeno, Lavoisier leyes fundamentales, fundador de la química moderna
– XIX Dalton, Proust, Gay Lussac y Avogadro bases de la química general
– XX Werner teoría de los complejos y estereoquímica, Becquerel y Curie radiactividad, Rutherford transmutación artificial de los elementos. Síntesis de penicilina, Watson y Crick…