Reacción química

Proceso que resulta en la interconversión de especies químicas.

Una reacción de termita que utiliza óxido de hierro (III). Las chispas que vuelan hacia afuera son glóbulos de hierro fundido que dejan un rastro de humo a su paso.

Una reacción química es un proceso que conduce a la transformación química de un conjunto de sustancias químicas en otro. ^[1] Clásicamente, las reacciones químicas abarcan cambios que solo involucran las posiciones de los electrones en la formación y ruptura de enlaces químicos entre átomos , sin cambios en los núcleos (sin cambios en los elementos presentes), y a menudo pueden describirse mediante una combinación química. ecuación . La química nuclear es una subdisciplina de la química que involucra las reacciones químicas de elementos inestables y radiactivos donde pueden ocurrir cambios tanto electrónicos como nucleares.

La sustancia (o sustancias) inicialmente involucradas en una reacción química se denominan reactivos o reactivos . Las reacciones químicas suelen caracterizarse por un cambio químico , y dan lugar a uno o más productos , que suelen tener propiedades diferentes a las de los reactivos. Las reacciones a menudo constan de una secuencia de subpasos individuales, las llamadas reacciones elementales , y la información sobre el curso de acción exacto forma parte del mecanismo de reacción . Las reacciones químicas se describen con ecuaciones químicas , que presentan simbólicamente los materiales de partida, los productos finales y, a veces, los productos intermedios y las condiciones de reacción.

Las reacciones químicas ocurren a una velocidad de reacción característica a una temperatura y concentración química determinadas. Normalmente, las velocidades de reacción aumentan al aumentar la temperatura porque hay más energía térmica disponible para alcanzar la energía de activación necesaria para romper los enlaces entre los átomos.

Una reacción puede clasificarse como redox en la que se produce oxidación y reducción o no redox en la que no se produce oxidación ni reducción. La mayoría de las reacciones redox simples pueden clasificarse como reacción de combinación, descomposición o desplazamiento único.

Durante la síntesis química se utilizan diferentes reacciones químicas para obtener el producto deseado. En bioquímica , una serie consecutiva de reacciones químicas (donde el producto de una reacción es el reactivo de la siguiente) forman vías metabólicas . Estas reacciones suelen ser catalizadas por enzimas proteicas . Las enzimas aumentan la velocidad de las reacciones bioquímicas, de modo que pueden ocurrir síntesis y descomposiciones metabólicas imposibles en condiciones ordinarias a la temperatura y concentraciones presentes dentro de una célula .

El concepto general de reacción química se ha extendido a reacciones entre entidades más pequeñas que átomos, incluidas reacciones nucleares , desintegraciones radiactivas y reacciones entre partículas elementales , tal como lo describe la teoría cuántica de campos .

Historia

Antoine Lavoisier desarrolló la teoría de la combustión como reacción química con el oxígeno.

Las reacciones químicas como la combustión en el fuego, la fermentación y la reducción de minerales a metales se conocían desde la antigüedad. Las teorías iniciales sobre la transformación de materiales fueron desarrolladas por filósofos griegos, como la teoría de los cuatro elementos de Empédocles , que afirma que cualquier sustancia está compuesta de cuatro elementos básicos: fuego, agua, aire y tierra. En la Edad Media , los alquimistas estudiaban las transformaciones químicas . En particular, intentaron convertir el plomo en oro , para lo que utilizaron reacciones de plomo y aleaciones de plomo y cobre con azufre . ^[2]

La producción artificial de sustancias químicas ya era un objetivo central para los alquimistas medievales. ^[3] Los ejemplos incluyen la síntesis de cloruro de amonio a partir de sustancias orgánicas como se describe en las obras (c. 850-950) atribuidas a Jābir ibn Ḥayyān , ^[4] o la producción de ácidos minerales como los ácidos sulfúrico y nítrico por alquimistas posteriores, a partir de c. 1300. ^[5] La producción de ácidos minerales implicaba el calentamiento de minerales de sulfato y nitrato como el sulfato de cobre , el alumbre y el salitre . En el siglo XVII, Johann Rudolph Glauber produjo ácido clorhídrico y sulfato de sodio haciendo reaccionar ácido sulfúrico y cloruro de sodio . Con el desarrollo del proceso de cámara de plomo en 1746 y el proceso Leblanc , que permitió la producción a gran escala de ácido sulfúrico y carbonato de sodio , respectivamente, las reacciones químicas se implementaron en la industria. Una mayor optimización de la tecnología del ácido sulfúrico dio como resultado el proceso de contacto en la década de 1880, ^[6] y el proceso Haber se desarrolló en 1909-1910 para la síntesis de amoníaco . ^[7]

A partir del siglo XVI, investigadores como Jan Baptist van Helmont , Robert Boyle e Isaac Newton intentaron establecer teorías de transformaciones químicas observadas experimentalmente. La teoría del flogisto fue propuesta en 1667 por Johann Joachim Becher . Postuló la existencia de un elemento parecido al fuego llamado "flogisto", que estaba contenido dentro de los cuerpos combustibles y se liberaba durante la combustión . Esto resultó ser falso en 1785 por Antoine Lavoisier , quien encontró la explicación correcta de la combustión como una reacción con el oxígeno del aire. ^[8]

Joseph Louis Gay-Lussac reconoció en 1808 que los gases siempre reaccionan en una determinada relación entre sí. Basado en esta idea y en la teoría atómica de John Dalton , Joseph Proust había desarrollado la ley de las proporciones definidas , que luego dio lugar a los conceptos de estequiometría y ecuaciones químicas . ^[9]

En cuanto a la química orgánica , durante mucho tiempo se creyó que los compuestos obtenidos de organismos vivos eran demasiado complejos para ser obtenidos sintéticamente . Según el concepto de vitalismo , la materia orgánica estaba dotada de una "fuerza vital" y se distinguía de los materiales inorgánicos. Sin embargo, esta separación terminó con la síntesis de urea a partir de precursores inorgánicos por Friedrich Wöhler en 1828. Otros químicos que aportaron importantes contribuciones a la química orgánica incluyen a Alexander William Williamson con su síntesis de éteres y Christopher Kelk Ingold , quien, entre muchos descubrimientos, estableció la Mecanismos de reacciones de sustitución .

Características

Las características generales de las reacciones químicas son:

• Evolución de un gas
• Formación de un precipitado
• Cambio de temperatura
• Cambio de estado

Ecuaciones

Como se ve en la ecuación CH ₄ + 2O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O , se debe colocar un coeficiente de 2 antes del gas oxígeno en el lado de los reactivos y antes del agua en el lado de los productos para que, según la ley de conservación de masa, la cantidad de cada elemento no cambia durante la reacción

Las ecuaciones químicas se utilizan para ilustrar gráficamente reacciones químicas. Consisten en fórmulas químicas o estructurales de los reactivos de la izquierda y las de los productos de la derecha. Están separados por una flecha (→) que indica la dirección y tipo de reacción; la flecha se lee como la palabra "cede". ^[10] La punta de la flecha apunta en la dirección en la que se produce la reacción. Para reacciones de equilibrio se utiliza una doble flecha (⇌) que apunta en direcciones opuestas . Las ecuaciones deben equilibrarse según la estequiometría , el número de átomos de cada especie debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación. Esto se logra escalando el número de moléculas involucradas (A, B, C y D en un ejemplo esquemático a continuación) mediante los números enteros apropiados a, b, cy d . ^[11]

a A + b B → c C + d D

Las reacciones más elaboradas están representadas por esquemas de reacción, que además de los materiales de partida y los productos muestran importantes intermedios o estados de transición . Además, encima de la flecha de reacción se pueden indicar algunas adiciones relativamente menores a la reacción; ejemplos de tales adiciones son agua, calor, iluminación, un catalizador , etc. De manera similar, algunos productos menores se pueden colocar debajo de la flecha, a menudo con un signo menos.

Un ejemplo de reacción orgánica: oxidación de cetonas a ésteres con un ácido peroxicarboxílico.

El análisis retrosintético se puede aplicar para diseñar una reacción de síntesis compleja. En este caso, el análisis parte de los productos, por ejemplo mediante la separación de enlaces químicos seleccionados, para llegar a reactivos iniciales plausibles. En las reacciones retro se utiliza una flecha especial (⇒). ^[12]

Reacciones elementales

La reacción elemental es la división más pequeña en la que se puede descomponer una reacción química, no tiene productos intermedios. ^[13] La mayoría de las reacciones observadas experimentalmente se construyen a partir de muchas reacciones elementales que ocurren en paralelo o secuencialmente. La secuencia real de las reacciones elementales individuales se conoce como mecanismo de reacción . Una reacción elemental involucra unas pocas moléculas, generalmente una o dos, debido a la baja probabilidad de que varias moléculas se encuentren en un momento determinado. ^[14]

Isomerización del azobenceno , inducida por luz (hν) o calor (Δ)

Las reacciones elementales más importantes son las reacciones unimoleculares y bimoleculares. En una reacción unimolecular sólo interviene una molécula; se transforma por isomerización o disociación en una o más moléculas diferentes. Estas reacciones requieren la adición de energía en forma de calor o luz. Un ejemplo típico de reacción unimolecular es la isomerización cis-trans , en la que la forma cis de un compuesto se convierte en la forma trans o viceversa. ^[15]

En una reacción de disociación típica , un enlace en una molécula se divide ( rompe ) dando como resultado dos fragmentos moleculares. La escisión puede ser homolítica o heterolítica . En el primer caso, el enlace se divide de manera que cada producto retiene un electrón y se convierte en un radical neutro . En el segundo caso, ambos electrones del enlace químico permanecen con uno de los productos, dando como resultado iones cargados . La disociación juega un papel importante en el desencadenamiento de reacciones en cadena , como las reacciones de hidrógeno-oxígeno o de polimerización .

${\displaystyle {\ce {AB -> A + B}}}$

Disociación de una molécula AB en fragmentos A y B

En las reacciones bimoleculares , dos moléculas chocan y reaccionan entre sí. Su fusión se llama síntesis química o reacción de adición .

${\displaystyle {\ce {A + B -> AB}}}$

Otra posibilidad es que sólo una porción de una molécula se transfiera a la otra molécula. Este tipo de reacción ocurre, por ejemplo, en reacciones redox y ácido-base. En las reacciones redox, la partícula transferida es un electrón, mientras que en las reacciones ácido-base es un protón. Este tipo de reacción también se llama metátesis .

${\displaystyle {\ce {HA + B -> A + HB}}}$

Por ejemplo

${\displaystyle {\ce {NaCl + AgNO3 -> NaNO3 + AgCl(v)}}}$

Equilibrio químico

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles; es decir, pueden correr y de hecho corren en ambas direcciones. Las reacciones directa e inversa compiten entre sí y difieren en las velocidades de reacción . Estas velocidades dependen de la concentración y, por lo tanto, cambian con el tiempo de la reacción: la velocidad inversa aumenta gradualmente y se vuelve igual a la velocidad de la reacción directa, estableciendo el llamado equilibrio químico. El tiempo para alcanzar el equilibrio depende de parámetros como la temperatura, la presión y los materiales involucrados, y está determinado por la energía libre mínima . En equilibrio, la energía libre de Gibbs debe ser cero. La dependencia de la presión se puede explicar con el principio de Le Chatelier . Por ejemplo, un aumento de presión debido a una disminución del volumen hace que la reacción se desplace hacia el lado con menos moles de gas. ^[dieciséis]

El rendimiento de la reacción se estabiliza en el equilibrio, pero puede aumentarse eliminando el producto de la mezcla de reacción o cambiarse aumentando la temperatura o la presión. Un cambio en las concentraciones de los reactivos no afecta la constante de equilibrio pero sí afecta la posición de equilibrio.

Termodinámica

Las reacciones químicas están determinadas por las leyes de la termodinámica . Las reacciones pueden proceder por sí solas si son exergónicas , es decir, si liberan energía libre. El cambio de energía libre asociado de la reacción se compone de los cambios de dos cantidades termodinámicas diferentes, entalpía y entropía : ^[17]

${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S}$.

G : energía libre, H : entalpía, T : temperatura, S : entropía, Δ : diferencia (cambio entre original y producto)

Las reacciones pueden ser exotérmicas , donde Δ H es negativo y se libera energía. Ejemplos típicos de reacciones exotérmicas son la combustión , la precipitación y la cristalización , en las que se forman sólidos ordenados a partir de fases gaseosas o líquidas desordenadas. Por el contrario, en las reacciones endotérmicas , el calor se consume del ambiente. Esto puede ocurrir aumentando la entropía del sistema, a menudo mediante la formación de productos de reacción gaseosos o disueltos, que tienen mayor entropía. Dado que el término de entropía en el cambio de energía libre aumenta con la temperatura, muchas reacciones endotérmicas tienen lugar preferentemente a altas temperaturas. Por el contrario, muchas reacciones exotérmicas, como la cristalización, se producen preferentemente a temperaturas más bajas. Un cambio de temperatura puede a veces invertir el signo de la entalpía de una reacción, como ocurre con la reducción del monóxido de carbono al dióxido de molibdeno :

${\displaystyle {\ce {2CO(g) + MoO2(s) -> 2CO2(g) + Mo(s)}}}$; ${\displaystyle \Delta H^{o}=+21.86\ {\text{kJ at 298 K}}}$

Esta reacción para formar dióxido de carbono y molibdeno es endotérmica a bajas temperaturas y lo es menos al aumentar la temperatura. ^[18] Δ H ° es cero en1855  K , y la reacción se vuelve exotérmica por encima de esa temperatura.

Los cambios de temperatura también pueden invertir la tendencia de dirección de una reacción. Por ejemplo, la reacción de desplazamiento del gas agua.

${\displaystyle {\ce {CO(g) + H2O({v}) <=> CO2(g) + H2(g)}}}$

se ve favorecido por las bajas temperaturas, pero su revés se ve favorecido por las altas temperaturas. El cambio en la tendencia de la dirección de la reacción ocurre en1100K . ^[18]

Las reacciones también se pueden caracterizar por su cambio de energía interna , que tiene en cuenta cambios en la entropía, el volumen y los potenciales químicos . Esto último depende, entre otras cosas, de la actividad de las sustancias implicadas. ^[19]

${\displaystyle {d}U=T\cdot {d}S-p\cdot {d}V+\mu \cdot {d}n}$

U : energía interna, S : entropía, p : presión, μ : potencial químico, n : número de moléculas, d : signo de cambio pequeño

Cinética

La velocidad a la que tienen lugar las reacciones se estudia mediante la cinética de reacción . La tasa depende de varios parámetros, tales como:

• Concentraciones de reactivos , que generalmente hacen que la reacción ocurra a un ritmo más rápido si se elevan mediante un aumento de colisiones por unidad de tiempo. Sin embargo, algunas reacciones tienen velocidades que son independientes de las concentraciones de reactivos, debido a un número limitado de sitios catalíticos. Éstas se denominan reacciones de orden cero .
• Área superficial disponible para el contacto entre los reactivos, en particular los sólidos en sistemas heterogéneos. Las superficies más grandes conducen a velocidades de reacción más altas.
• Presión : al aumentar la presión, disminuye el volumen entre las moléculas y, por lo tanto, aumenta la frecuencia de las colisiones entre las moléculas.
• Energía de activación , que se define como la cantidad de energía necesaria para que la reacción comience y continúe de forma espontánea. Una mayor energía de activación implica que los reactivos necesitan más energía para comenzar que una reacción con menor energía de activación.
• Temperatura , que acelera las reacciones si se eleva, ya que a mayor temperatura aumenta la energía de las moléculas, creando más colisiones por unidad de tiempo,
• La presencia o ausencia de un catalizador . Los catalizadores son sustancias que forman enlaces débiles con reactivos o intermediarios y cambian la vía (mecanismo) de una reacción, lo que a su vez aumenta la velocidad de una reacción al reducir la energía de activación necesaria para que tenga lugar la reacción. Un catalizador no se destruye ni cambia durante una reacción, por lo que se puede volver a utilizar.
• Para algunas reacciones, se necesita la presencia de radiación electromagnética , más notablemente luz ultravioleta , para promover la ruptura de enlaces para iniciar la reacción. Esto es particularmente cierto para reacciones que involucran radicales .

Varias teorías permiten calcular las velocidades de reacción a nivel molecular. Este campo se conoce como dinámica de reacción. La velocidad v de una reacción de primer orden , que podría ser la desintegración de una sustancia A, viene dada por:

${\displaystyle v=-{\frac {d[{\ce {A}}]}{dt}}=k\cdot [{\ce {A}}].}$

Su integración produce:

${\displaystyle {\ce {[A]}}(t)={\ce {[A]}}_{0}\cdot e^{-k\cdot t}.}$

Aquí k es la constante de velocidad de primer orden, que tiene dimensión 1/tiempo, [A]( t ) es la concentración en un momento t y [A] ₀ es la concentración inicial. La velocidad de una reacción de primer orden depende únicamente de la concentración y las propiedades de la sustancia involucrada, y la reacción en sí puede describirse con una vida media característica . Se necesita más de una constante de tiempo para describir reacciones de orden superior. La dependencia de la temperatura de la constante de velocidad suele seguir la ecuación de Arrhenius :

${\displaystyle k=k_{0}e^{{-E_{a}}/{k_{B}T}}}$

donde E _a es la energía de activación y k _B es la constante de Boltzmann . Uno de los modelos más simples de velocidad de reacción es la teoría de la colisión . Los modelos más realistas se adaptan a un problema específico e incluyen la teoría del estado de transición , el cálculo de la superficie de energía potencial , la teoría de Marcus y la teoría de Rice-Ramsperger-Kassel-Marcus (RRKM) . ^[20]

Tipos de reacción

Cuatro tipos básicos

Representación de cuatro tipos de reacciones químicas básicas: síntesis, descomposición, sustitución simple y sustitución doble.

Síntesis

En una reacción de síntesis, dos o más sustancias simples se combinan para formar una sustancia más compleja. Estas reacciones están en la forma general:

$${\displaystyle {\ce {A + B->AB}}}$$

Dos o más reactivos que producen un producto es otra forma de identificar una reacción de síntesis. Un ejemplo de reacción de síntesis es la combinación de hierro y azufre para formar sulfuro de hierro (II) :

$${\displaystyle {\ce {8Fe + S8->8FeS}}}$$

Otro ejemplo es el gas hidrógeno simple combinado con gas oxígeno simple para producir una sustancia más compleja, como el agua. ^[21]

Descomposición

Una reacción de descomposición es cuando una sustancia más compleja se descompone en sus partes más simples. Por tanto, es lo opuesto a una reacción de síntesis y puede escribirse como ^[21]

$${\displaystyle {\ce {AB->A + B}}}$$

Un ejemplo de una reacción de descomposición es la electrólisis del agua para producir oxígeno e hidrógeno gaseoso:

$${\displaystyle {\ce {2H2O->2H2 + O2}}}$$

Desplazamiento único

En una reacción de desplazamiento único , un único elemento no combinado reemplaza a otro en un compuesto; en otras palabras, un elemento intercambia lugares con otro elemento en un compuesto ^[21] Estas reacciones se presentan en la forma general de:

$${\displaystyle {\ce {A + BC->AC + B}}}$$

Un ejemplo de una reacción de desplazamiento simple es cuando el magnesio reemplaza el hidrógeno en el agua para producir hidróxido de magnesio e hidrógeno gaseoso:

$${\displaystyle {\ce {Mg + 2H2O->Mg(OH)2 + H2 (^)}}}$$

Doble desplazamiento

En una reacción de doble desplazamiento , los aniones y cationes de dos compuestos cambian de lugar y forman dos compuestos completamente diferentes. Estas reacciones están en la forma general: ^[21]

$${\displaystyle {\ce {AB + CD->AD + CB}}}$$

Por ejemplo, cuando reaccionan el cloruro de bario (BaCl ₂ ) y el sulfato de magnesio (MgSO _{4 ), el anión SO 4} ²⁻ cambia de lugar con el anión 2Cl ⁻ , dando los compuestos BaSO ₄ y MgCl ₂ .

Otro ejemplo de reacción de doble desplazamiento es la reacción del nitrato de plomo (II) con yoduro de potasio para formar yoduro de plomo (II) y nitrato de potasio :

$${\displaystyle {\ce {Pb(NO3)2 + 2KI->PbI2(v) + 2KNO3}}}$$

Reacciones hacia adelante y hacia atrás

Según el principio de Le Chatelier , las reacciones pueden proceder en dirección directa o inversa hasta que terminan o alcanzan el equilibrio . ^[22]

Reacciones directas

Las reacciones que avanzan en dirección directa para acercarse al equilibrio suelen denominarse reacciones espontáneas , es decir, negativas, lo que significa que si ocurren a temperatura y presión constantes, disminuyen la energía libre de Gibbs de la reacción. No requieren mucha energía para avanzar. ^[23] La mayoría de las reacciones son reacciones directas. Ejemplos: ${\displaystyle \Delta G}$

• Reacción del hidrógeno y el oxígeno para formar agua.

2H
₂+ O
₂⇌ 2H
₂oh

• Disociación del ácido acético en agua en iones acetato e iones hidronio .

CH
₃COOH + H
₂O ⇌ CH
₃ARRULLO⁻
+ H
₃oh⁺

Reacciones al revés

Las reacciones que proceden en dirección inversa para acercarse al equilibrio suelen denominarse reacciones no espontáneas , es decir, positivas, lo que significa que si ocurren a temperatura y presión constantes, aumentan la energía libre de Gibbs de la reacción. Requieren un aporte de energía para avanzar en la dirección de avance. ^{[23] [24]} Los ejemplos incluyen: ${\displaystyle \Delta G}$

• Cargar una batería de CC normal (que consta de celdas electrolíticas ) desde una fuente de energía eléctrica externa ^[25]
• Fotosíntesis impulsada por la absorción de radiación electromagnética generalmente en forma de luz solar ^[26]

CO2_​
dióxido de carbono+H2O_​​agua+fotonesenergia luminosa→[ _CH2O ]carbohidrato+o ₂oxígeno

Combustión

En una reacción de combustión , un elemento o compuesto reacciona con un oxidante, generalmente oxígeno , produciendo muchas veces energía en forma de calor o luz . Las reacciones de combustión frecuentemente involucran un hidrocarburo . Por ejemplo, la combustión de 1 mol (114 g) de octano en oxígeno

$${\displaystyle {\ce {C8H18(l) + 25/2 O2(g)->8CO2 + 9H2O(l)}}}$$

libera 5500 kJ. Una reacción de combustión también puede resultar de la reacción del carbono , el magnesio o el azufre con el oxígeno. ^[27]

$${\displaystyle {\ce {2Mg(s) + O2->2MgO(s)}}}$$

$${\displaystyle {\ce {S(s) + O2(g)->SO2(g)}}}$$

Oxidación y reducción.

Ilustración de una reacción redox

El cloruro de sodio se forma mediante la reacción redox del sodio metálico y el cloro gaseoso.

Las reacciones redox pueden entenderse en términos de la transferencia de electrones de una especie involucrada ( agente reductor ) a otra ( agente oxidante ). En este proceso, la primera especie se oxida y la segunda se reduce . Aunque estas descripciones son suficientes para muchos propósitos, no son precisamente correctas. La oxidación se define mejor como un aumento del estado de oxidación de los átomos y la reducción como una disminución del estado de oxidación. En la práctica, la transferencia de electrones siempre cambiará el estado de oxidación, pero hay muchas reacciones que se clasifican como "redox" aunque no se produzca ninguna transferencia de electrones (como las que implican enlaces covalentes ). ^{[28] [29]}

En la siguiente reacción redox, el peligroso sodio metálico reacciona con cloro gaseoso tóxico para formar el compuesto iónico cloruro de sodio o sal de mesa común:

$${\displaystyle {\ce {2Na(s) + Cl2(g)->2NaCl(s)}}}$$

En la reacción, el sodio metálico pasa de un estado de oxidación de 0 (por ser un elemento puro) a +1: es decir, el sodio perdió un electrón y se dice que se oxidó. En cambio, el cloro gaseoso pasa de una oxidación de 0 (también es un elemento puro) a −1: el cloro gana un electrón y se dice que se ha reducido. Debido a que el cloro es el que se reduce, se considera el aceptor de electrones o, en otras palabras, induce la oxidación en el sodio; por lo tanto, el cloro gaseoso se considera el agente oxidante. Por el contrario, el sodio se oxida o es el donante de electrones, por lo que induce una reducción en las otras especies y se considera el agente reductor .

A partir de la electronegatividad de sus elementos se puede predecir cuál de los reactivos involucrados sería un agente reductor u oxidante . Los elementos con baja electronegatividad, como la mayoría de los metales, donan electrones y se oxidan fácilmente: son agentes reductores. Por el contrario, muchos óxidos o iones con altos números de oxidación de sus átomos distintos de oxígeno, como el H
₂oh
₂, MnO⁻
₄, CrO3, cr
₂oh^2-7
_​, o OsO4, pueden ganar uno o dos electrones adicionales y son agentes oxidantes fuertes.

Para algunos elementos del grupo principal, el número de electrones donados o aceptados en una reacción redox se puede predecir a partir de la configuración electrónica del elemento reactivo. Los elementos intentan alcanzar la configuración de gas noble de baja energía y, por lo tanto, los metales alcalinos y los halógenos donarán y aceptarán un electrón, respectivamente. Los propios gases nobles son químicamente inactivos. ^[30]

La reacción redox general se puede equilibrar combinando las semireacciones de oxidación y reducción multiplicadas por coeficientes tales que el número de electrones perdidos en la oxidación sea igual al número de electrones ganados en la reducción.

Una clase importante de reacciones redox son las reacciones electroquímicas electrolíticas , en las que los electrones de la fuente de alimentación en el electrodo negativo se utilizan como agente reductor y la extracción de electrones en el electrodo positivo como agente oxidante. Estas reacciones son particularmente importantes para la producción de elementos químicos, como el cloro ^[31] o el aluminio . El proceso inverso, en el que se liberan electrones en reacciones redox y la energía química se convierte en energía eléctrica, es posible y se utiliza en las baterías .

Complejización

Ferroceno : un átomo de hierro intercalado entre dos ligandos C ₅ H ₅

En las reacciones de complejación, varios ligandos reaccionan con un átomo de metal para formar un complejo de coordinación . Esto se logra proporcionando pares libres del ligando en orbitales vacíos del átomo metálico y formando enlaces dipolares . Los ligandos son bases de Lewis , pueden ser tanto iones como moléculas neutras, como monóxido de carbono, amoniaco o agua. El número de ligandos que reaccionan con un átomo metálico central se puede encontrar usando la regla de los 18 electrones , que dice que las capas de valencia de un metal de transición acomodarán colectivamente 18 electrones , mientras que la simetría del complejo resultante se puede predecir con el campo cristalino . Teoría y teoría del campo de ligandos . Las reacciones de complejación también incluyen el intercambio de ligandos , en el que uno o más ligandos se reemplazan por otro, y procesos redox que cambian el estado de oxidación del átomo metálico central. ^[32]

Reacciones ácido-base

En la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry , una reacción ácido-base implica una transferencia de protones (H ⁺ ) de una especie (el ácido ) a otra (la base ). Cuando se elimina un protón de un ácido, la especie resultante se denomina base conjugada de ese ácido . Cuando el protón es aceptado por una base, la especie resultante se denomina ácido conjugado de esa base . ^[33] En otras palabras, los ácidos actúan como donadores de protones y las bases actúan como aceptores de protones según la siguiente ecuación:

$${\displaystyle {\ce {{\underset {acid}{HA}}+{\underset {base}{B}}<=>{\underset {conjugated\ base}{A^{-}}}+{\underset {conjugated\ acid}{HB+}}}}}$$

La reacción inversa es posible y, por tanto, el ácido/base y la base/ácido conjugado están siempre en equilibrio. El equilibrio está determinado por las constantes de disociación de ácidos y bases ( K _a y K _b ) de las sustancias involucradas. Un caso especial de la reacción ácido-base es la neutralización donde un ácido y una base, tomados exactamente en las mismas cantidades, forman una sal neutra .

Las reacciones ácido-base pueden tener diferentes definiciones según el concepto ácido-base empleado. Algunos de los más comunes son:

• Definición de Arrhenius : Los ácidos se disocian en agua liberando iones H ₃ O ⁺ ; las bases se disocian en agua liberando iones ^OH- .
• Definición de Brønsted-Lowry : los ácidos son donantes de protones (H ⁺ ), las bases son aceptores de protones; esto incluye la definición de Arrhenius.
• Definición de Lewis : los ácidos son aceptores de pares de electrones y las bases son donadores de pares de electrones; esto incluye la definición de Brønsted-Lowry.

Precipitación

Precipitación

La precipitación es la formación de un sólido en una solución o dentro de otro sólido durante una reacción química. Suele tener lugar cuando la concentración de iones disueltos supera el límite de solubilidad ^[34] y forma una sal insoluble. Este proceso puede facilitarse añadiendo un agente precipitante o eliminando el disolvente. La precipitación rápida da como resultado un residuo amorfo o microcristalino y un proceso lento puede producir monocristales . Este último puede obtenerse también por recristalización en sales microcristalinas. ^[35]

Reacciones de estado sólido

Las reacciones pueden tener lugar entre dos sólidos. Sin embargo, debido a las velocidades de difusión relativamente pequeñas en los sólidos, las reacciones químicas correspondientes son muy lentas en comparación con las reacciones en fase líquida y gaseosa. Se aceleran aumentando la temperatura de reacción y dividiendo finamente el reactivo para aumentar la superficie de contacto. ^[36]

Reacciones en la interfaz sólido/gas.

La reacción puede tener lugar en la interfaz sólido|gas, superficies a muy baja presión, como el vacío ultraalto . Mediante microscopía de efecto túnel , es posible observar reacciones en la interfaz sólido|gas en el espacio real, si la escala de tiempo de la reacción está en el rango correcto. ^{[37] [38]} Las reacciones en la interfaz sólido|gas están en algunos casos relacionadas con la catálisis.

Reacciones fotoquímicas

En esta reacción de Paterno-Büchi , se añade un grupo carbonilo fotoexcitado a una olefina no excitada , produciendo un oxetano .

En las reacciones fotoquímicas , los átomos y las moléculas absorben energía ( fotones ) de la luz de iluminación y la convierten en un estado excitado . Luego pueden liberar esta energía rompiendo enlaces químicos, produciendo así radicales. Las reacciones fotoquímicas incluyen reacciones hidrógeno-oxígeno, polimerización radical , reacciones en cadena y reacciones de reordenamiento . ^[39]

Muchos procesos importantes implican la fotoquímica. El principal ejemplo es la fotosíntesis , en la que la mayoría de las plantas utilizan la energía solar para convertir el dióxido de carbono y el agua en glucosa , eliminando el oxígeno como subproducto. Los seres humanos dependen de la fotoquímica para la formación de vitamina D y la visión se inicia mediante una reacción fotoquímica de la rodopsina . ^[15] En las luciérnagas , una enzima en el abdomen cataliza una reacción que resulta en bioluminiscencia . ^[40] Muchas reacciones fotoquímicas importantes, como la formación de ozono, ocurren en la atmósfera terrestre y constituyen la química atmosférica .

Catálisis

Diagrama esquemático de energía potencial que muestra el efecto de un catalizador en una reacción química endotérmica. La presencia de un catalizador abre una vía de reacción diferente (en rojo) con menor energía de activación. El resultado final y la termodinámica general son los mismos.

Los catalizadores sólidos heterogéneos se recubren sobre mallas en convertidores catalíticos cerámicos para maximizar su área superficial. Este convertidor de escape es de un Peugeot 106 S2 1100.

En la catálisis , la reacción no transcurre directamente, sino mediante una reacción con una tercera sustancia conocida como catalizador . Aunque el catalizador participa en la reacción, formando enlaces débiles con los reactivos o intermediarios, al final de la reacción regresa a su estado original y, por lo tanto, no se consume. Sin embargo, puede ser inhibido, desactivado o destruido mediante procesos secundarios. Los catalizadores se pueden utilizar en una fase diferente ( heterogénea ) o en la misma fase ( homogénea ) que los reactivos. En la catálisis heterogénea, los procesos secundarios típicos incluyen la coquización , donde el catalizador queda cubierto por productos secundarios poliméricos . Además, los catalizadores heterogéneos pueden disolverse en la solución en un sistema sólido-líquido o evaporarse en un sistema sólido-gas. Los catalizadores sólo pueden acelerar la reacción; las sustancias químicas que ralentizan la reacción se denominan inhibidores. ^{[41] [42]} Las sustancias que aumentan la actividad de los catalizadores se denominan promotores, y las sustancias que desactivan los catalizadores se denominan venenos catalíticos. En el caso de un catalizador, se puede tener lugar una reacción cinéticamente inhibida por una alta energía de activación, eludiendo esta energía de activación.

Los catalizadores heterogéneos suelen ser sólidos, pulverizados para maximizar su superficie. De particular importancia en la catálisis heterogénea son los metales del grupo del platino y otros metales de transición, que se utilizan en hidrogenaciones , reformado catalítico y en la síntesis de productos químicos básicos como el ácido nítrico y el amoníaco . Los ácidos son un ejemplo de catalizador homogéneo, aumentan la nucleofilia de los carbonilos , permitiendo una reacción que de otro modo no se produciría con electrófilos. La ventaja de los catalizadores homogéneos es la facilidad de mezclarlos con los reactivos, pero también puede resultar difícil separarlos de los productos. Por tanto, en muchos procesos industriales se prefieren los catalizadores heterogéneos. ^[43]

Reacciones en química orgánica.

En química orgánica, además de las reacciones de oxidación, reducción o ácido-base, pueden tener lugar otras reacciones que implican enlaces covalentes entre átomos de carbono o carbono y heteroátomos (como oxígeno, nitrógeno, halógenos , etc.). Muchas reacciones específicas en química orgánica reciben nombres de reacciones designadas en honor a sus descubridores.

Sustitución

En una reacción de sustitución , un grupo funcional de un compuesto químico particular es reemplazado por otro grupo. ^[44] Estas reacciones se pueden distinguir por el tipo de especie que sustituye en una sustitución nucleofílica , electrófila o radical .

En el primer tipo, un nucleófilo , un átomo o molécula con un exceso de electrones y por tanto con carga negativa o carga parcial , reemplaza a otro átomo o parte de la molécula "sustrato". El par de electrones del nucleófilo ataca al sustrato formando un nuevo enlace, mientras que el grupo saliente se marcha con un par de electrones. El nucleófilo puede ser eléctricamente neutro o cargado negativamente, mientras que el sustrato suele ser neutro o cargado positivamente. Ejemplos de nucleófilos son iones hidróxido , alcóxidos , aminas y haluros . Este tipo de reacción se encuentra principalmente en hidrocarburos alifáticos , y raramente en hidrocarburos aromáticos . Estos últimos tienen una alta densidad electrónica y entran en sustitución aromática nucleofílica sólo con grupos aceptores de electrones muy fuertes . La sustitución nucleofílica puede tener lugar mediante dos mecanismos diferentes , SN 1 y SN 2 . En sus nombres, S significa sustitución, N significa nucleófilo y el número representa el orden cinético de la reacción, unimolecular o bimolecular. ^[45]

La reacción S _N 1 se desarrolla en dos pasos. Primero, se elimina el grupo saliente creando un carbocatión . A esto le sigue una reacción rápida con el nucleófilo. ^[46]

En los mecanismos S _N 2, el nucleófilo forma un estado de transición con la molécula atacada, y solo entonces se escinde el grupo saliente. Estos dos mecanismos difieren en la estereoquímica de los productos. S _N 1 conduce a la adición no estereoespecífica y no da como resultado un centro quiral, sino más bien un conjunto de isómeros geométricos ( cis/trans ). Por el contrario, en el mecanismo S _{N 2 se observa una inversión (} inversión de Walden ) de la estereoquímica previamente existente . ^[47]

La sustitución electrófila es la contraparte de la sustitución nucleófila en la que el átomo o molécula atacante, un electrófilo , tiene una baja densidad electrónica y, por tanto, una carga positiva. Los electrófilos típicos son el átomo de carbono de los grupos carbonilo , los carbocationes o los cationes azufre o nitronio . Esta reacción tiene lugar casi exclusivamente en hidrocarburos aromáticos, donde se denomina sustitución aromática electrófila . El ataque de los electrófilos da como resultado el llamado complejo σ, un estado de transición en el que se elimina el sistema aromático. Luego, el grupo saliente, normalmente un protón, se escinde y se restablece la aromaticidad. Una alternativa a la sustitución aromática es la sustitución alifática electrófila. Es similar a la sustitución alifática nucleofílica y también tiene dos tipos principales, S _E 1 y S _E 2 ^[48]

Mecanismo de sustitución aromática electrófila.

En el tercer tipo de reacción de sustitución, la sustitución radical, la partícula atacante es un radical . ^[44] Este proceso suele adoptar la forma de una reacción en cadena , por ejemplo en la reacción de alcanos con halógenos. En el primer paso, la luz o el calor desintegran las moléculas que contienen halógenos produciendo radicales. Luego la reacción avanza como una avalancha hasta que dos radicales se encuentran y se recombinan. ^[49]

${\displaystyle {\ce {X. + R-H -> X-H + R.}}}$

${\displaystyle {\ce {R. + X2 -> R-X + X.}}}$

Reacciones durante la reacción en cadena de sustitución de radicales.

Suma y eliminación

La adición y su contraparte, la eliminación , son reacciones que cambian el número de sustituyentes en el átomo de carbono, y forman o escinden enlaces múltiples . Se pueden producir enlaces dobles y triples eliminando un grupo saliente adecuado. De manera similar a la sustitución nucleofílica, existen varios mecanismos de reacción posibles que reciben el nombre del orden de reacción respectivo. En el mecanismo E1, el grupo saliente se expulsa primero, formando un carbocatión. El siguiente paso, la formación del doble enlace, se produce con la eliminación de un protón ( desprotonación ). El orden de salida se invierte en el mecanismo E1cb, es decir, el protón se separa primero. Este mecanismo requiere la participación de una base. ^[50] Debido a las condiciones similares, ambas reacciones en la eliminación E1 o E1cb siempre compiten con la sustitución S _N 1. ^[51]

eliminación E2

El mecanismo E2 también requiere una base, pero allí el ataque de la base y la eliminación del grupo saliente ocurren simultáneamente y no producen ningún intermediario iónico. A diferencia de las eliminaciones E1, en el mecanismo E2 son posibles diferentes configuraciones estereoquímicas para el producto de reacción, ya que el ataque de la base se produce preferentemente en posición anti con respecto al grupo saliente. Debido a las condiciones y reactivos similares, la eliminación de E2 siempre compite con la sustitución de S _N 2. ^[52]

Adición electrófila de bromuro de hidrógeno.

La contraparte de la eliminación es una adición donde los enlaces dobles o triples se convierten en enlaces simples. Al igual que en las reacciones de sustitución, existen varios tipos de adiciones que se distinguen por el tipo de partícula atacante. Por ejemplo, en la adición electrófila de bromuro de hidrógeno , un electrófilo (protón) ataca el doble enlace formando un carbocatión , que luego reacciona con el nucleófilo (bromo). El carbocatión se puede formar a ambos lados del doble enlace dependiendo de los grupos unidos a sus extremos, y la configuración preferida se puede predecir con la regla de Markovnikov . ^[53] Esta regla establece que "En la adición heterolítica de una molécula polar a un alqueno o alquino, el átomo (o parte) más electronegativo (nucleofílico) de la molécula polar se une al átomo de carbono que contiene el menor número de átomos de hidrógeno. ". ^[54]

Si la adición de un grupo funcional se realiza en el átomo de carbono menos sustituido del doble enlace, entonces la sustitución electrófila con ácidos no es posible. En este caso, hay que utilizar la reacción de hidroboración-oxidación , en la que en el primer paso el átomo de boro actúa como electrófilo y se suma al átomo de carbono menos sustituido. En el segundo paso, el hidroperóxido nucleofílico o anión halógeno ataca al átomo de boro. ^[55]

Mientras que la adición a los alquenos y alquinos ricos en electrones es principalmente electrófila, la adición nucleofílica juega un papel importante en los enlaces múltiples carbono-heteroátomo, y especialmente en su representante más importante, el grupo carbonilo. Este proceso suele ir asociado a la eliminación, de modo que tras la reacción el grupo carbonilo vuelve a estar presente. Por lo tanto, se denomina reacción de adición-eliminación y puede ocurrir en derivados de ácidos carboxílicos como cloruros, ésteres o anhídridos. Esta reacción suele ser catalizada por ácidos o bases, donde los ácidos aumentan la electrofilia del grupo carbonilo al unirse al átomo de oxígeno, mientras que las bases mejoran la nucleofilia del nucleófilo atacante. ^[56]

Mecanismo de adición-eliminación catalizado por ácido.

La adición nucleófila de un carbanión u otro nucleófilo al doble enlace de un compuesto carbonílico alfa, beta-insaturado puede realizarse mediante la reacción de Michael , que pertenece a la clase más amplia de adiciones conjugadas . Este es uno de los métodos más útiles para la formación leve de enlaces C-C. ^{[57] [58] [59]}

Algunas adiciones que no pueden realizarse con nucleófilos y electrófilos pueden realizarse con radicales libres. Al igual que en la sustitución por radicales, la adición de radicales se produce como una reacción en cadena y estas reacciones son la base de la polimerización por radicales . ^[60]

Otros mecanismos de reacción orgánica.

La transposición de Cope del 3-metil-1,5-hexadieno

En una reacción de reordenamiento , el esqueleto carbonado de una molécula se reordena para dar un isómero estructural de la molécula original. Estas incluyen reacciones de desplazamiento de hidruros como el reordenamiento de Wagner-Meerwein , donde un grupo hidrógeno , alquilo o arilo migra de un carbono a un carbono vecino. La mayoría de los reordenamientos están asociados con la ruptura y formación de nuevos enlaces carbono-carbono. Otros ejemplos son reacciones sigmatrópicas como el reordenamiento de Cope . ^[61]

Los reordenamientos cíclicos incluyen cicloadiciones y, más generalmente, reacciones pericíclicas , en las que dos o más moléculas que contienen dobles enlaces forman una molécula cíclica. Un ejemplo importante de reacción de cicloadición es la reacción de Diels-Alder (la llamada cicloadición [4+2]) entre un dieno conjugado y un alqueno sustituido para formar un sistema de ciclohexeno sustituido . ^[62]

Que se produzca una determinada cicloadición depende de los orbitales electrónicos de las especies participantes, ya que sólo los orbitales con el mismo signo de función de onda se superpondrán e interactuarán constructivamente para formar nuevos enlaces. La cicloadición suele ser asistida por luz o calor. Estas perturbaciones dan como resultado una disposición diferente de los electrones en el estado excitado de las moléculas involucradas y, por lo tanto, efectos diferentes. Por ejemplo, las reacciones [4+2] de Diels-Alder pueden ser asistidas por calor, mientras que la cicloadición [2+2] es inducida selectivamente por luz. ^[63] Debido al carácter orbital, el potencial para desarrollar productos estereoisoméricos tras la cicloadición es limitado, como lo describen las reglas de Woodward-Hoffmann . ^[64]

Reacciones bioquímicas

Ilustración del modelo de ajuste inducido de la actividad enzimática.

Las reacciones bioquímicas están controladas principalmente por enzimas . Estas proteínas pueden catalizar específicamente una única reacción, de modo que las reacciones pueden controlarse con mucha precisión. La reacción tiene lugar en el sitio activo , una pequeña parte de la enzima que normalmente se encuentra en una hendidura o bolsillo revestido por residuos de aminoácidos , y el resto de la enzima se utiliza principalmente para la estabilización. La acción catalítica de las enzimas se basa en varios mecanismos, incluida la forma molecular ("ajuste inducido"), la tensión de enlace, la proximidad y orientación de las moléculas en relación con la enzima, la donación o retirada de protones (catálisis ácido/base), las interacciones electrostáticas y muchos otros. ^{[sesenta y cinco]}

Las reacciones bioquímicas que ocurren en los organismos vivos se conocen colectivamente como metabolismo . Entre los más importantes de sus mecanismos se encuentra el anabolismo , en el que diferentes procesos controlados por el ADN y enzimas dan como resultado la producción de moléculas grandes como proteínas y carbohidratos a partir de unidades más pequeñas. ^[66] La bioenergética estudia las fuentes de energía para tales reacciones. Fuentes de energía importantes son la glucosa y el oxígeno , que pueden ser producidos por las plantas mediante la fotosíntesis o asimilables a partir de los alimentos y el aire, respectivamente. Todos los organismos utilizan esta energía para producir trifosfato de adenosina (ATP), que luego puede utilizarse para activar otras reacciones.

Aplicaciones

Procedimiento de reacción de termita en soldadura ferroviaria. Poco después, el hierro líquido fluye hacia el molde alrededor de la ranura del carril.

Las reacciones químicas son fundamentales para la ingeniería química , donde se utilizan para la síntesis de nuevos compuestos a partir de materias primas naturales como el petróleo , los minerales y el oxígeno del aire. Es fundamental hacer que la reacción sea lo más eficiente posible, maximizando el rendimiento y minimizando el número de reactivos, los aportes de energía y los residuos. Los catalizadores son especialmente útiles para reducir la energía requerida para la reacción y aumentar su velocidad de reacción . ^{[67] [68]}

Algunas reacciones específicas tienen sus aplicaciones específicas. Por ejemplo, la reacción de la termita se utiliza para generar luz y calor en pirotecnia y soldadura . Aunque es menos controlable que la soldadura con oxicorte , la soldadura por arco y la soldadura por flash más convencionales , requiere mucho menos equipo y todavía se utiliza para reparar rieles, especialmente en áreas remotas. ^[69]

Supervisión

Los mecanismos de seguimiento de las reacciones químicas dependen en gran medida de la velocidad de reacción. Se pueden analizar procesos relativamente lentos in situ para determinar las concentraciones e identidades de los ingredientes individuales. Herramientas importantes del análisis en tiempo real son la medición del pH y el análisis de los espectros de absorción óptica (color) y emisión. Un método menos accesible pero bastante eficaz es introducir un isótopo radiactivo en la reacción y controlar cómo cambia con el tiempo y hacia dónde se mueve; Este método se utiliza a menudo para analizar la redistribución de sustancias en el cuerpo humano. Las reacciones más rápidas generalmente se estudian con espectroscopía láser ultrarrápida , donde la utilización de láseres de femtosegundos permite monitorear estados de transición de corta duración en un tiempo reducido a unos pocos femtosegundos. ^[70]

Ver también

• Portal de química

• Ecuacion quimica
• Reacción química
  • sustrato
  • Reactivo
  • Catalizador
  • Producto
• Modelo de reacción química
• Químico
• Química
• Combustión
• Reactivo limitante
• Lista de reacciones orgánicas
• Balance de masa
• Reversibilidad microscópica
• Reacción orgánica
• Análisis cinético del progreso de la reacción.
• Reacción reversible

Referencias

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