Los recreos de la Química: "La espontaneidad de los procesos químicos".

Hace unos días los alumnos de 2º de Bachillerato volvieron a poner en práctica una serie de experiencias relativas a diferentes procesos químicos con las que quisieron  manifestar su carácter exotérmico y también espontáneo, común a todos ellos, además de constatar  las diferencias  existentes entre los mismos a la hora de poner de relieve dichas propiedades.

Esta vez la sesión experimental  se desarrolló en el transcurso de un recreo para, de esta manera, no alterar el desarrollo normal de las clases, razón por la que quedó bautizada, tanto ésta como otras que puedan venir más adelante, con el nombre de “los recreos de la Química”.

Comenzaron la sesión con una breve introducción relativa al significado del concepto “espontaneidad” aplicado a las reacciones químicas, la cual  os transcribimos a continuación:

Se dice de un proceso químico que es espontáneo cuando presenta una mayor tendencia a producirse en un sentido que en el contrario y, además, sucede sin una intervención exterior que actúe de una manera continua.

En la espontaneidad de un proceso influye el signo de la energía intercambiada y la variación en el desorden correspondiente a las partículas del sistema, de tal modo que,  cualquiera que sea la temperatura a la que tenga lugar una reacción en la que se desprenda energía y aumente el desorden, dicha reacción será espontánea. Esta es la razón de que la mayor parte de las reacciones químicas que se verifican espontáneamente en condiciones estándar sean exotérmicas, es decir, se trate de reacciones en las que se desprende energía. En el caso de las reacciones exotérmicas la energía liberada se transforma, de energía en forma química, en otras formas como son energía  térmica, luminosa o sonora; con cierta frecuencia van, además, acompañadas de emisión de llamas y humo. 

A continuación,  procedieron a demostrarnos con un ejemplo que existen reacciones químicas exotérmicas que son espontáneas a temperatura ambiente y presión ordinaria.

 

Se trata de la reacción entre el permanganato de potasio y la glicerina:

14 KMnO₄(s)  +  4 C₃H₅(OH)₃(l)  →  7 K₂CO₃(s)  +  7 Mn₂O₃(s)  +  5 CO₂(g)  +  16 H₂O(g)

Prosiguieron explicándonos que el que un proceso sea espontáneo no garantiza que se produzca a una velocidad apreciable en condiciones ordinarias. Se requiere, con cierta frecuencia, dotar inicialmente al sistema (los reactivos) de una energía mínima, denominada energía de activación, para que la reacción química progrese a una velocidad tal que en un tiempo relativamente breve podamos apreciar la formación de los productos de la reacción. Por ejemplo, en la combustión del papel éste reacciona fácilmente con el oxígeno y produce cenizas, dióxido de carbono y agua, liberándose energía térmica y luminosa. Sin embargo, a pesar de ser éste un proceso espontáneo, se necesita de un aporte de energía inicial para que se produzca. Esta energía suele darse en forma de calor, con lo que el papel  alcanza una temperatura – punto de inflamación – a la que se inicia el rápido progreso de una reacción en cadena. Otro modo de aumentar la velocidad de reacción es añadiendo una sustancia junto con los reactivos que disminuya el valor de la energía de activación. Esta sustancia recibe el nombre de catalizador.

Después nos mostraron como ejemplo de reacción exotérmica y espontánea, en la que la energía de activación se alcanza mediante el aporte de energía térmica, la reacción correspondiente a la síntesis del sulfuro de cinc a partir de sus elementos.

Zn(s)  +  S(s)  →  ZnS(s)

También se producen:                

 Zn(s)  +  ½ O₂(g)  →  ZnO(s)-amarillo en caliente, blanco en frío-

 S(s)  +  O₂(g)  →  SO₂(g)

En el vídeo siguiente podéis seguir lo contado hasta aquí:

Hay procesos en los que la energía de activación se consigue mediante el aporte de energía mecánica a los reactivos. Aquí se citaron los dos ejemplos siguientes:

a.       Reacción entre el fósforo rojo y el clorato de potasio.

3 P₄(s, rojo)  +  10 KClO₃(s)  →  3 P₄O₁₀ (s)  +  10 KCl(s)

Aquí nos contaron que el fósforo y otra sustancia denominada, en general, oxidante (el clorato de potasio es una de ellas), son los dos constituyentes básicos de las cabezas de las cerillas denominadas integrales o de fricción, ya que encienden por fricción sobre cualquier superficie. Hoy en día es habitual la comercialización de los denominados “fósforos de seguridad” caracterizados por llevar el oxidante en la cabeza, y en un lado de la caja una mezcla de fosforo rojo, vidrio en polvo y cola. La cabeza de la cerilla sólo se enciende al frotarla contra esta capa.

b.      Descomposición del triyoduro de nitrógeno.

En primer lugar sintetizaron el compuesto en el laboratorio, y después procedieron a su descomposición; este último es el que sirvió, en este caso, como ejemplo de  proceso exotérmico y espontáneo.

1º) Síntesis del NI₃:

2 NH₃ (ac)  +  3 I₂ (s)  →  NI_{3 .} NH3 (s)  +   3 HI (ac)

2º) Descomposición del NI₃:

2 NI₃(s)  →  N₂(g)  +  3 I₂(g)

¿Y qué fue lo que nos detallaron sobre este compuesto?

Pues…… que es muy inestable debido, probablemente, a la gran estabilidad del nitrógeno, uno de los productos de su descomposición. Al igual que sucede con otros explosivos (nitroglicerina, por ejemplo), este compuesto es extremadamente sensible a los golpes o simplemente al contacto o a cualquier corriente de aire o de otro tipo de movimiento. Su inestabilidad produce la detonación. No tiene, por tanto, utilidad práctica comercial debido a que es imposible de almacenar, transportar y utilizar para las explosiones controladas.

Y en el vídeo que viene ahora comprobáis lo relativo a las reacciones químicas mencionadas:

Por último nos mostraron dos reacciones químicas en las que, bien se suministra un medio acuoso, bien se adiciona, junto con los reactivos, algún catalizador.

Éstas fueron:

a.       Síntesis del yoduro de cinc a partir de sus elementos.

Zn(s)  +  I₂(s)  +  (H₂O(l))  →  ZnI₂(s)

Simultáneamente sucede:  ZnI₂(s)  +  (H₂O(l))  →  ZnI₂(ac)

b.      Descomposición del nitrato de amonio y formación del óxido de cinc.

Zn(s)  +  NH₄NO₃(s)  + (NH₄Cl(s)  +  H₂O(l))→ N₂(g)  +  ZnO(s)  +  2 H₂O(g)

Y, por supuesto, aquí podemos ver el vídeo correspondiente:

No hubo tiempo para más pero quedaron en continuar con el desarrollo de este tema en una sesión posterior de “los recreos de la Química”.