Reacciones químicas 3D
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Mira cómo se reordenan los átomos al romperse y formarse enlaces
Qué puedes explorar
Formación del agua
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
Se rompen los enlaces H–H del hidrógeno y el doble enlace O=O del oxígeno, y cada átomo de oxígeno forma dos nuevos enlaces O–H. Los enlaces nuevos son más fuertes que los rotos, por lo que se libera mucha energía: una mezcla de hidrógeno y oxígeno explota al encenderse.
En la vida cotidiana: Las pilas de combustible y algunos motores de cohete obtienen energía del hidrógeno con esta reacción, y el único producto es agua.
Síntesis del amoníaco
N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
Se rompen el fortísimo triple enlace N≡N del nitrógeno y los enlaces H–H del hidrógeno, y cada átomo de nitrógeno forma tres enlaces N–H. Como el triple enlace es tan difícil de romper, la reacción solo es suficientemente rápida con catalizador; el proceso Haber-Bosch produce así amoníaco para los fertilizantes que alimentan a gran parte de la humanidad.
En la vida cotidiana: Casi todos los fertilizantes nitrogenados que se echan en los campos se fabrican con amoníaco obtenido por esta reacción.
Síntesis del cloruro de hidrógeno
H₂ + Cl₂ → 2 HCl
La luz o el calor rompen el enlace Cl–Cl en átomos de cloro (radicales), que inician una reacción en cadena: se rompen enlaces H–H y Cl–Cl y se forman enlaces H–Cl. La reacción libera energía y, con luz intensa, la mezcla puede incluso explotar; al disolver el HCl gaseoso en agua se obtiene ácido clorhídrico.
En la vida cotidiana: El ácido clorhídrico se usa para quitar la cal y limpiar metales, y en forma diluida también está en tu jugo gástrico.
Formación del monóxido de nitrógeno
N₂ + O₂ → 2 NO
Se rompen el triple enlace N≡N del nitrógeno y el doble enlace O=O del oxígeno, y se forman enlaces nitrógeno–oxígeno en dos moléculas de NO. Romper estos enlaces tan fuertes cuesta más energía de la que devuelven los nuevos, así que la reacción absorbe calor y solo ocurre a temperaturas muy altas; por eso el nitrógeno y el oxígeno del aire normalmente no reaccionan.
En la vida cotidiana: El monóxido de nitrógeno se forma en los rayos y en los motores calientes de los coches, y es el primer paso hacia los óxidos de nitrógeno de los gases de escape y el smog.
Formación del dióxido de nitrógeno
2 NO + O₂ → 2 NO₂
Se rompe el doble enlace O=O del oxígeno y cada molécula de NO se une a otro átomo de oxígeno mediante un nuevo enlace nitrógeno–oxígeno. La reacción ocurre espontáneamente a temperatura ambiente y desprende calor: el NO incoloro se convierte en NO₂, un gas pardo rojizo y tóxico.
En la vida cotidiana: La neblina parduzca sobre las ciudades con mucho tráfico en días de smog es en parte NO₂ de los gases de escape, que también contribuye a la lluvia ácida.
Oxidación del dióxido de azufre
2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃
Se rompe el doble enlace O=O del oxígeno y cada molécula de SO₂ gana un tercer átomo de oxígeno mediante un nuevo enlace azufre–oxígeno. La reacción desprende calor y es reversible, por eso en la industria se acelera con óxido de vanadio(V) como catalizador; es el paso clave del método de contacto para fabricar ácido sulfúrico.
En la vida cotidiana: El ácido sulfúrico obtenido así se usa en fertilizantes y baterías de coche, y la misma oxidación del SO₂ en el aire contribuye a la lluvia ácida.
Combustión del monóxido de carbono
2 CO + O₂ → 2 CO₂
Se rompe el doble enlace O=O del oxígeno y cada molécula de CO toma un átomo de oxígeno; el carbono queda con dos dobles enlaces C=O en la molécula lineal de CO₂. El CO arde con llama azul y desprende mucho calor, y el venenoso CO se transforma en CO₂, mucho menos peligroso.
En la vida cotidiana: El catalizador del tubo de escape de un coche usa esta reacción para eliminar el venenoso monóxido de carbono de los gases.
Formación del ácido carbónico
CO₂ + H₂O → H₂CO₃
Una molécula de agua se une al átomo de carbono del CO₂: un doble enlace C=O pasa a ser simple, se rompe un enlace O–H del agua y su hidrógeno pasa a un oxígeno, de modo que el H₂CO₃ tiene dos grupos O–H. Es un equilibrio muy desplazado hacia los reactivos: la mayor parte del CO₂ simplemente queda disuelta y solo una pequeña parte forma ácido carbónico, que vuelve la disolución ligeramente ácida.
En la vida cotidiana: Las bebidas con gas tienen un ligero sabor ácido por el ácido carbónico, y al abrir la botella el CO₂ disuelto escapa en forma de burbujas.
Descomposición del peróxido de hidrógeno
2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂
Se rompen el débil enlace simple O–O y algunos enlaces O–H del H₂O₂; los átomos se reorganizan en moléculas de agua con nuevos enlaces O–H y en una molécula de oxígeno con doble enlace O=O. Por sí sola la reacción es lenta, pero un catalizador como el dióxido de manganeso o la enzima catalasa la acelera enormemente, y el oxígeno liberado hace espuma.
En la vida cotidiana: Cuando echas agua oxigenada en una herida, burbujea porque la catalasa de la sangre la descompone en agua y oxígeno.
Electrólisis del agua
2 H₂O → 2 H₂ + O₂
La corriente eléctrica aporta la energía necesaria para romper los enlaces O–H del agua; los átomos de hidrógeno se unen mediante enlaces H–H y los de oxígeno mediante un doble enlace O=O. Es la reacción inversa a la formación del agua, por lo que necesita al menos tanta energía como la que libera la combustión del hidrógeno; en el cátodo se forma hidrógeno y en el ánodo oxígeno, en proporción de volumen 2 : 1.
En la vida cotidiana: Los electrolizadores alimentados con electricidad solar o eólica producen así hidrógeno «verde» como combustible limpio.
Descomposición del ozono
2 O₃ → 3 O₂
En el ozono, tres átomos de oxígeno están unidos por dos enlaces más débiles que el doble enlace O=O; la luz UV los rompe y los átomos liberados se reorganizan en tres moléculas de O₂ con dobles enlaces O=O. En conjunto se libera energía, y en la capa de ozono las moléculas de ozono absorben al romperse la peligrosa radiación ultravioleta del Sol.
En la vida cotidiana: La capa de ozono, en lo alto de la estratosfera, te protege así de las quemaduras solares y del daño de la piel por la luz UV.
Descomposición del tetróxido de dinitrógeno
N₂O₄ → 2 NO₂
Se rompe el enlace N–N, relativamente débil, del centro de la molécula de N₂O₄, que se divide en dos moléculas de NO₂; no se forman enlaces nuevos, así que la reacción absorbe energía. Es un equilibrio reversible: al calentar se desplaza hacia el NO₂ pardo y al enfriar vuelve el N₂O₄ incoloro, una demostración clásica del principio de Le Châtelier.
En la vida cotidiana: En el laboratorio escolar, un tubo sellado con este gas se oscurece en agua caliente y se aclara en agua helada; el N₂O₄ también se usa como oxidante en los motores de naves espaciales.
Combustión del metano
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
Se rompen los cuatro enlaces C–H del metano y los dobles enlaces O=O de dos moléculas de oxígeno; el carbono forma dos dobles enlaces C=O en el CO₂ y los hidrógenos forman enlaces O–H en dos moléculas de agua. En conjunto, los enlaces nuevos son mucho más fuertes que los rotos, así que se libera mucho calor; por eso el gas natural es tan buen combustible.
En la vida cotidiana: La llama azul de una cocina o caldera de gas es metano del gas natural ardiendo.
Combustión del etano
2 C₂H₆ + 7 O₂ → 4 CO₂ + 6 H₂O
En cada molécula de etano se rompen el enlace C–C y seis enlaces C–H, junto con los enlaces O=O de las moléculas de oxígeno; los carbonos acaban en el CO₂ (enlaces C=O) y los hidrógenos en el agua (enlaces O–H). Dos moléculas de etano necesitan siete de oxígeno y, como toda combustión de alcanos, la reacción libera mucho calor.
En la vida cotidiana: El etano es, después del metano, el componente más abundante del gas natural, así que arde junto con él en cocinas y centrales eléctricas.
Combustión del propano
C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O
Se rompen los dos enlaces C–C y los ocho C–H del propano, junto con los enlaces O=O de cinco moléculas de oxígeno; se forman tres moléculas de CO₂ con dobles enlaces C=O y cuatro de agua con enlaces O–H. El propano se licúa fácilmente a presión moderada, así que en una pequeña bombona cabe mucha energía.
En la vida cotidiana: Los hornillos de camping, las barbacoas de gas y los coches de GLP queman propano (a menudo mezclado con butano).
Combustión del etanol
C₂H₅OH + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O
Se rompen los enlaces C–C, C–H, C–O y O–H del etanol junto con los enlaces O=O de tres moléculas de oxígeno; los átomos se recombinan en dos moléculas de CO₂ (enlaces C=O) y tres de agua (enlaces O–H). Como el etanol ya contiene un átomo de oxígeno, necesita menos oxígeno que el etano y arde con una llama azul limpia, casi invisible.
En la vida cotidiana: El etanol arde en los mecheros de alcohol del laboratorio escolar, al flambear postres y como bioetanol mezclado con la gasolina.
Combustión del octano
2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O
Cada molécula de octano pierde sus siete enlaces C–C y sus dieciocho C–H, y también se rompen los enlaces O=O del oxígeno; los átomos forman CO₂ con dobles enlaces C=O y agua con enlaces O–H. Dos moléculas de octano necesitan nada menos que 25 de oxígeno; si falta aire, en lugar de CO₂ se forma monóxido de carbono, que es venenoso, u hollín.
En la vida cotidiana: Cada vez que circula un coche de gasolina, el octano y otros hidrocarburos similares del combustible arden así en los cilindros del motor.
Respiración celular
C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O
En conjunto se rompen los enlaces C–C, C–H, C–O y O–H de la glucosa y los enlaces O=O del oxígeno, y los átomos terminan en CO₂ y agua. En la célula esto no ocurre de golpe como en una llama, sino en muchos pasos controlados por enzimas, la mayoría en las mitocondrias, y parte de la energía liberada se almacena en ATP; la app muestra solo la ecuación global.
En la vida cotidiana: Cada vez que respiras aportas el oxígeno para esta reacción, y el CO₂ que exhalas es uno de sus productos.
Fotosíntesis
6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂
En conjunto se rompen los enlaces C=O del dióxido de carbono y los enlaces O–H del agua; en la glucosa se forman nuevos enlaces C–C, C–H, C–O y O–H, mientras los átomos de oxígeno del agua se unen en O₂. La energía procede de la luz captada por la clorofila en los cloroplastos y queda almacenada en los enlaces de la glucosa; en realidad es una larga cadena de pasos enzimáticos, y la app muestra solo la ecuación global.
En la vida cotidiana: Cada hoja verde fabrica azúcar así, y el oxígeno que respiras lo liberaron plantas y algas.
Cloración del metano
CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl
La luz UV rompe el enlace Cl–Cl en dos radicales de cloro, que inician una reacción en cadena: en el metano se rompe un enlace C–H, en su lugar se forma un enlace C–Cl y el hidrógeno arrancado forma H–Cl. Es una sustitución radicalaria: un átomo de hidrógeno se reemplaza por uno de cloro; con más cloro la sustitución continúa hasta CH₂Cl₂, CHCl₃ y CCl₄.
En la vida cotidiana: El clorometano se usa sobre todo para fabricar siliconas, como la masilla alrededor de la bañera o los moldes flexibles para hornear.
Hidrogenación del eteno
C₂H₄ + H₂ → C₂H₆
En la superficie del catalizador metálico se rompe el enlace H–H y se abre uno de los dos enlaces del doble enlace C=C; cada átomo de carbono forma entonces un nuevo enlace C–H y queda un enlace simple C–C. Es una adición: dos moléculas se unen en una sin que se separe nada, y el eteno insaturado se convierte en etano saturado.
En la vida cotidiana: El mismo tipo de reacción con catalizador de níquel convierte los aceites vegetales líquidos en grasas sólidas, por ejemplo para la margarina.
Bromación del eteno
C₂H₄ + Br₂ → C₂H₄Br₂
Se rompe el enlace Br–Br y se abre uno de los dos enlaces del doble enlace C=C; cada carbono se une entonces a un átomo de bromo mediante un nuevo enlace C–Br. Como el bromo, de color pardo anaranjado, se consume, el color desaparece: es una prueba rápida de que una sustancia tiene un doble enlace C=C.
En la vida cotidiana: En el laboratorio escolar, la decoloración del agua de bromo es la forma habitual de distinguir alquenos de alcanos.
Hidratación del eteno
C₂H₄ + H₂O → C₂H₅OH
Se abre uno de los dos enlaces del doble enlace C=C y se rompe un enlace O–H de la molécula de agua; un carbono recibe un átomo de hidrógeno (nuevo enlace C–H) y el otro un grupo OH (nuevo enlace C–O). Con esta adición se obtiene etanol a partir del eteno del petróleo; es la vía principal para producir etanol sintético.
En la vida cotidiana: El etanol obtenido así se usa como disolvente y en desinfectantes, cosméticos y pinturas, no en bebidas.
Esterificación del ácido acético
CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O
Se rompen el enlace C–O del grupo OH del ácido acético y el enlace O–H del etanol; el OH del ácido y el H del alcohol salen como una molécula de agua, y un nuevo enlace C–O une las dos partes en el éster acetato de etilo. La reacción es reversible y alcanza un equilibrio casi sin intercambio de calor; el ácido sulfúrico concentrado la acelera y retiene el agua, lo que desplaza el equilibrio hacia el éster.
En la vida cotidiana: El acetato de etilo huele a fruta y es el disolvente de algunos quitaesmaltes y pegamentos; ésteres parecidos dan aroma a las frutas.
Preguntas frecuentes
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