Reacción química

Proceso que da como resultado la interconversión de especies químicas.

Una reacción de termita con óxido de hierro (III). Las chispas que vuelan hacia el exterior son glóbulos de hierro fundido que arrastran 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 un químico ecuación . La química nuclear es una subdisciplina de la química que involucra las reacciones químicas de inestables y elementos radiactivos donde pueden ocurrir cambios tanto electrónicos como nucleares.

La sustancia (o sustancias) inicialmente implicadas en una reacción química se denominan reactivos o reactivos . Las reacciones químicas generalmente se caracterizan por un cambio químico y dan uno o más productos , que generalmente tienen propiedades diferentes a las de los reactivos. Las reacciones a menudo consisten en una secuencia de subpasos individuales, las llamadas reacciones elementales , y la información sobre el curso de acción preciso es 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. Por lo general, 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.

Las reacciones pueden avanzar en dirección hacia adelante o hacia atrás hasta que se completan o alcanzan el equilibrio . Las reacciones que proceden en la dirección de avance para acercarse al equilibrio a menudo se describen como espontáneas , y no requieren entrada de energía libre para avanzar. Las reacciones no espontáneas requieren la entrada de energía libre para avanzar (los ejemplos incluyen cargar una batería aplicando una fuente de energía eléctrica externa o fotosíntesis impulsada por la absorción de radiación electromagnética en forma de luz solar).

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 se pueden clasificar como reacciones de combinación, descomposición o de desplazamiento simple.

Se utilizan diferentes reacciones químicas durante la síntesis química para obtener un producto deseado. En bioquímica , una serie consecutiva de reacciones químicas (donde el producto de una reacción es el reactivo de la siguiente reacción) forman vías metabólicas . Estas reacciones a menudo son catalizadas por enzimas proteicas . Las enzimas aumentan la velocidad de las reacciones bioquímicas, de modo que pueden producirse síntesis y descomposiciones metabólicas imposibles en condiciones normales a las temperaturas y concentraciones presentes dentro de una célula .

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

Historia

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

Las reacciones químicas como la combustión en el fuego, la fermentación y la reducción de minerales a metales eran conocidas desde la antigüedad. Las teorías iniciales de la transformación de materiales fueron desarrolladas por filósofos griegos, como la Teoría de los Cuatro Elementos de Empédocles, que afirma que cualquier sustancia se compone de los cuatro elementos básicos: fuego, agua, aire y tierra. En la Edad Media , los alquimistas estudiaron las transformaciones químicas . Intentaron, en particular, convertir el plomo en oro , para lo cual utilizaron reacciones de plomo y aleaciones de plomo-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 los trabajos (c. 850-950) atribuidos a Jābir ibn Ḥayyān , ^[4] o la producción de ácidos minerales como el ácido sulfúrico y nítrico por alquimistas posteriores, a partir de c. 1300. ^[5] La producción de ácidos minerales involucró el calentamiento de minerales sulfatos y nitratos como sulfato de cobre , alumbre y salitre . En el siglo 17,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]

Desde el siglo XVI, investigadores como Jan Baptist van Helmont , Robert Boyle e Isaac Newton intentaron establecer teorías de las 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 liberado durante la combustión . Esto resultó ser falso en 1785 por Antoine Lavoisier quien encontró la explicación correcta de la combustión como reacción con el oxígeno del aire. ^[8]

Joseph Louis Gay-Lussac reconoció en 1808 que los gases siempre reaccionan en cierta relación entre sí. Basado en esta idea y la teoría atómica de John Dalton , Joseph Proust había desarrollado la ley de proporciones definidas , que más tarde 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 el mecanismos dereacciones de sustitución .

Caracteristicas

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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+ 2 O
₂→ CO
₂+ 2 H
₂O , se debe colocar un coeficiente de 2 antes del oxígeno gaseoso en el lado de los reactivos y antes del agua en el lado de los productos para que, según la ley de conservación de la masa, la cantidad de cada elemento no cambie durante la reacción.

Artículo principal: Ecuación química

Las ecuaciones químicas se utilizan para ilustrar gráficamente reacciones químicas. Consisten en fórmulas químicas o estructurales de los reactivos de la izquierda y de los productos de la derecha. Están separados por una flecha (→) que indica la dirección y el tipo de reacción; la flecha se lee como la palabra "cede". ^[10] La punta de la flecha apunta en la dirección en la que avanza la reacción. Se utiliza una flecha doble (⇌) que apunta en direcciones opuestas para las reacciones de equilibrio . Las ecuaciones deben equilibrarse de acuerdo con 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 (${\displaystyle {\ce {A, B, C}}}$y en un ejemplo esquemático a continuación) por los números enteros apropiados a, b, c y d . ^[11]${\displaystyle {\ce {D}}}$

${\displaystyle {\ce {{\mathit {a}}A{}+{\mathit {b}}B->{\mathit {c}}C{}+{\mathit {d}}D}}}$

Las reacciones más elaboradas están representadas por esquemas de reacción, que además de los materiales de partida y los productos muestran importantes estados intermedios o de transición . Además, se pueden indicar algunas adiciones relativamente menores a la reacción encima de la flecha de 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. Aquí, el análisis comienza a partir de los productos, por ejemplo, mediante la división de enlaces químicos seleccionados, para llegar a reactivos iniciales plausibles. Se usa una flecha especial (⇒) en reacciones retro. ^[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 de azobenceno , inducida por luz (hν) o calor (Δ)

Las reacciones elementales más importantes son las reacciones unimoleculares y bimoleculares. Solo una molécula está involucrada en una reacción unimolecular; se transforma mediante una isomerización o una disociación en una o más de otras moléculas. Tales 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 división puede ser homolítica o heterolítica . En el primer caso, el enlace se divide de modo 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, lo que resulta en iones cargados . La disociación juega un papel importante en el desencadenamiento de reacciones en cadena , como reacciones de polimerización o hidrógeno-oxígeno .

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

Disociación de una molécula AB en fragmentos A y B

Para 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 solo una parte 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

Artículo principal: Equilibrio químico

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles; es decir, pueden y corren en ambas direcciones. Las reacciones hacia adelante y hacia atrás 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 la 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 mismas si son exergónicas , es decir, si liberan energía. La energía libre asociada de la reacción se compone 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 ΔH es negativo y se libera energía. Los ejemplos típicos de reacciones exotérmicas son la precipitación y la cristalización , en las que se forman sólidos ordenados a partir de fases líquidas o gaseosas desordenadas. Por el contrario, en endotermiareacciones, el calor se consume del medio ambiente. Esto puede ocurrir aumentando la entropía del sistema, a menudo mediante la formación de productos de reacción gaseosos, que tienen una alta entropía. Dado que la entropía aumenta con la temperatura, muchas reacciones endotérmicas tienen lugar preferiblemente a altas temperaturas. Por el contrario, muchas reacciones exotérmicas como la cristalización ocurren a bajas temperaturas. Los cambios de temperatura a veces pueden revertir el signo de la entalpía de una reacción, como ocurre con la reducción de monóxido de carbono del 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, disminuyendo al aumentar la temperatura. ^[18] ΔH ° es cero en1855  K , y la reacción se vuelve exotérmica por encima de esa temperatura.

Los cambios de temperatura también pueden revertir la tendencia de dirección de una reacción. Por ejemplo, la reacción de cambio de gas de agua

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

se ve favorecida por las bajas temperaturas, pero su reverso se ve favorecido por las altas. El cambio en la tendencia de la dirección de reacción ocurre en1100 K . ^[18]

Las reacciones también se pueden caracterizar por la energía interna que tiene en cuenta los cambios en la entropía, el volumen y el potencial químico . Este último depende, entre otras cosas, de las actividades 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 : pequeño signo de cambio

Cinética

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

• Concentraciones de reactivo , que generalmente hacen que la reacción ocurra a un ritmo más rápido si se elevan a través de un aumento de colisiones por unidad de tiempo. Algunas reacciones, sin embargo, tienen velocidades que son independientes de las concentraciones de reactivo. Se denominan reacciones de orden cero .
• Superficie disponible para el contacto entre los reactivos, en particular los sólidos en sistemas heterogéneos. Las áreas de superficie más grandes conducen a velocidades de reacción más altas.
• Presión : el aumento de la presión disminuye el volumen entre las moléculas y, por lo tanto, aumenta la frecuencia de colisiones entre las moléculas.
• Energía de activación , que se define como la cantidad de energía necesaria para que la reacción se inicie y continúe de forma espontánea. Una energía de activación más alta implica que los reactivos necesitan más energía para comenzar que una reacción con una energía de activación más baja.
• Temperatura , que acelera las reacciones si se eleva, ya que una temperatura más alta 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 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 se cambia durante una reacción, por lo que se puede volver a utilizar.
• Para algunas reacciones, se necesita la presencia de radiación electromagnética , sobre todo luz ultravioleta , para promover la ruptura de enlaces para iniciar la reacción. Esto es particularmente cierto para las 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 tiempo t y [A] ₀ es la concentración inicial. La velocidad de una reacción de primer orden depende solo de la concentración y las propiedades de la sustancia involucrada, y la reacción en sí puede describirse con la 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 generalmente sigue 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 colisiones . 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 reacciones

Cuatro tipos básicos

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

Síntesis

Artículo principal: reacción de 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 una 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 el gas oxígeno simple para producir una sustancia más compleja, como el agua. ^[21]

Descomposición

Artículo principal: reacción de descomposición

Una reacción de descomposición es cuando una sustancia más compleja se descompone en sus partes más simples. Por lo tanto, es lo opuesto a una reacción de síntesis y se puede escribir como ^{[21] [22]}

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

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

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

Reemplazo único

En una sola reacción de reemplazo , un solo 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 vienen en la forma general de:

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

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

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

Reemplazo doble

En una reacción de doble reemplazo , los aniones y cationes de dos compuestos cambian de lugar y forman dos compuestos completamente diferentes. ^[21] Estas reacciones están en la forma general: ^[22]

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

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 una 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 :

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

Combustión

En una reacción de combustión , un elemento o compuesto reacciona con el oxígeno , a menudo produciendo energía en forma de calor o luz . Las reacciones de combustión siempre involucran oxígeno, pero también frecuentemente involucran un hidrocarburo .

${\displaystyle {\ce {2C8H18(l) + 25O2(g) -> 16CO2 + 18H2O(g)}}}$

Una reacción de combustión también puede resultar de la reacción de carbono , magnesio o azufre con oxígeno.

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

${\displaystyle {\ce {S(s) + O2(g) -> SO2(g)}}}$^[23]

Oxidación y reducción

Ilustración de una reacción redox

El cloruro de sodio se forma a través de la reacción redox de sodio metálico y cloro gaseoso.

Las reacciones redox pueden entenderse en términos de 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 son suficientes para muchos propósitos, estas descripciones no son exactamente correctas. La oxidación se define mejor como un aumento del estado de oxidación 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 produzcan transferencias de electrones (como las que involucran enlaces covalentes ). ^{[24] [25]}

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

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

En la reacción, el sodio metálico pasa de un estado de oxidación de 0 (ya que es un elemento puro) a +1: en otras palabras, el sodio perdió un electrón y se dice que se ha oxidado. Por otro lado, 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 que el gas de cloro se considera el agente oxidante. Por el contrario, el sodio se oxida o es el donante de electrones y, por lo tanto, induce la 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 implicados sería un agente oxidante o reductor . Los elementos con baja electronegatividad, como la mayoría de los metales, donan electrones y se oxidan fácilmente: son agentes reductores. Por el contrario, muchos iones con alto número de oxidación, como el H2O2, MnO- 4, CrO3, Cr2O2- 7, OsO4 pueden ganar uno o dos electrones extra y son agentes oxidantes fuertes.

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. ^[26]

Una clase importante de reacciones redox son las reacciones electroquímicas , en las que los electrones de la fuente de alimentación se utilizan como agente reductor. Estas reacciones son particularmente importantes para la producción de elementos químicos, como el cloro ^[27] o el aluminio . El proceso inverso en el que los electrones se liberan en reacciones redox y se pueden usar como energía eléctrica es posible y se usa en baterías.

Complejación

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 solitarios 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 de metal 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 la teoría del campo cristalino y la teoría del campo ligando . Las reacciones de complejación también incluyen intercambio de ligandos , en el que uno o más ligandos son reemplazados por otro, y procesos redox que cambian el estado de oxidación del átomo metálico central. ^[28]

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 . ^[29] En otras palabras, los ácidos actúan como donantes de protones y las bases actúan como aceptores de protones de acuerdo con 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 ácido y base ( K _a y K _b ) de las sustancias involucradas. Un caso especial de la reacción ácido-base es la neutralización en la que un ácido y una base, tomados exactamente en las mismas cantidades, forman una sal neutra .

Las reacciones ácido-base pueden tener diferentes definiciones dependiendo del concepto ácido-base empleado. Algunas de las 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, las bases son donantes 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 ^[30] y forma una sal insoluble. Este proceso se puede ayudar agregando un agente de precipitación o eliminando el solvente. La precipitación rápida da como resultado un residuo amorfo o microcristalino y el proceso lento puede producir monocristales . Este último también se puede obtener mediante recristalización a partir de sales microcristalinas. ^[31]

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 el área de la superficie de contacto. ^[32]

Reacciones en la interfaz sólido | gas

La reacción puede tener lugar en la interfaz sólido / gas, superficies a muy baja presión como vacío ultra alto . Mediante microscopía de túnel de barrido , 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. ^{[33] [34]} Las reacciones en la interfaz sólido / gas están en algunos casos relacionadas con la catálisis.

Reacciones fotoquímicas

En esta reacción de Paterno-Büchi , se agrega 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 se convierten en un estado excitado . Luego pueden liberar esta energía rompiendo enlaces químicos, produciendo así radicales. Las reacciones fotoquímicas incluyen reacciones de hidrógeno-oxígeno, polimerización de radicales , reacciones en cadena y reacciones de reordenamiento . ^[35]

Muchos procesos importantes involucran la fotoquímica. El ejemplo principal es la fotosíntesis , en la que la mayoría de las plantas utilizan 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 . ^[36] Muchas reacciones fotoquímicas importantes, como la formación de ozono, ocurren en la atmósfera terrestre y constituyenquímica atmosférica .

Catálisis

Artículo principal: Catálisis

Más información: Análisis cinético del progreso de la reacción

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 una energía de activación más baja. El resultado final y la termodinámica general son los mismos.

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

En la catálisis , la reacción no procede directamente, sino a través de la reacción con una tercera sustancia conocida como catalizador . Aunque el catalizador participa en la reacción, vuelve a su estado original al final de la reacción y, por lo tanto, no se consume. Sin embargo, puede ser inhibido, desactivado o destruido por 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 en la que el catalizador se cubre con polimérico.productos secundarios. Además, los catalizadores heterogéneos pueden disolverse en la solución en un sistema sólido-líquido o evaporarse en un sistema sólido-gas. Los catalizadores solo pueden acelerar la reacción; las sustancias químicas que ralentizan la reacción se denominan inhibidores. ^{[37] [38] Las} sustancias que aumentan la actividad de los catalizadores se denominan promotores y las sustancias que desactivan los catalizadores se denominan venenos catalíticos. Con un catalizador, puede tener lugar una reacción cinéticamente inhibida por una alta energía de activación evitando esta energía de activación.

Los catalizadores heterogéneos suelen ser sólidos, en polvo para maximizar su área superficial. 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 amoniaco . Los ácidos son un ejemplo de catalizador homogéneo, aumentan la nucleofilia de los carbonilos., permitiendo una reacción que de otro modo no procedería con los electrófilos. La ventaja de los catalizadores homogéneos es la facilidad de mezclarlos con los reactivos, pero también pueden ser difíciles de separar de los productos. Por tanto, se prefieren catalizadores heterogéneos en muchos procesos industriales. ^[39]

Reacciones en química orgánica

Artículo principal: reacción orgánica

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

Sustitución

En una reacción de sustitución , un grupo funcional en un compuesto químico particular es reemplazado por otro grupo. ^[40] Estas reacciones se pueden distinguir por el tipo de sustitución de especies en una sustitución nucleófila , electrófila o radical .

Mecanismo S _N 2

En el primer tipo, un nucleófilo , un átomo o molécula con un exceso de electrones y, por tanto, una 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 sale con un par de electrones. El nucleófilo puede ser eléctricamente neutro o cargado negativamente, mientras que el sustrato es típicamente 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 rara vez enhidrocarburo aromático . Estos últimos tienen una alta densidad de electrones y entran en sustitución aromática nucleofílica solo con grupos aceptores de electrones muy fuertes . La sustitución nucleofílica puede tener lugar mediante dos mecanismos diferentes, S N 1 y S N 2 . En sus nombres, S significa sustitución, N nucleófilo y el número representa el orden cinético de la reacción, unimolecular o bimolecular. ^[41]

Los tres pasos de una reacción S N 2 . El nucleófilo es verde y el grupo saliente es rojo.

La reacción S _N 2 causa inversión estéreo (inversión de Walden)

La reacción S _N 1 procede en dos pasos. Primero, el grupo saliente se elimina creando un carbocatión . A esto le sigue una rápida reacción con el nucleófilo. ^[42]

En el mecanismo 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, se observa una inversión ( inversión de Walden ) de la estereoquímica previamente existente en el mecanismo S _N 2. ^[43]

La sustitución electrófila es la contraparte de la sustitución nucleófila en el sentido de que el átomo o molécula atacante, un electrófilo , tiene una baja densidad de electrones y, por lo tanto, una carga positiva. Los electrófilos típicos son el átomo de carbono de los grupos carbonilo , carbocationes o cationes azufre o nitronio . Esta reacción tiene lugar casi exclusivamente en hidrocarburos aromáticos, donde se denomina sustitución aromática electrofílica.. El ataque electrófilo da como resultado el llamado complejo σ, un estado de transición en el que se elimina el sistema aromático. Luego, el grupo saliente, generalmente un protón, se separa y se restaura la aromaticidad. Una alternativa a la sustitución aromática es la sustitución alifática electrofílica. Es similar a la sustitución alifática nucleofílica y también tiene dos tipos principales, S _E 1 y S _E 2 ^[44]

Mecanismo de sustitución aromática electrofílica

En el tercer tipo de reacción de sustitución, sustitución de radicales, la partícula atacante es un radical . ^[40] Este proceso generalmente toma 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 halógeno que producen los radicales. Luego, la reacción procede como una avalancha hasta que dos radicales se encuentran y se recombinan. ^[45]

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

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

Reacciones durante la reacción en cadena de sustitución de radicales.

Adición 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 múltiples enlaces . Pueden producirse enlaces dobles y triples eliminando un grupo saliente adecuado. De manera similar a la sustitución nucleófila, existen varios posibles mecanismos de reacción que reciben el nombre del respectivo orden de reacción. En el mecanismo E1, el grupo saliente se expulsa primero, formando un carbocatión. El siguiente paso, la formación del doble enlace, tiene lugar 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. ^[46] Debido a condiciones similares, ambas reacciones en la eliminación E1 o E1cb siempre compiten con la sustitución S _N 1. ^[47]

Eliminación E1

Eliminación E1cb

Eliminación E2

El mecanismo E2 también requiere una base, pero allí el ataque de la base y la eliminación del grupo saliente proceden simultáneamente y no producen intermedio iónico. En contraste con las eliminaciones de E1, son posibles diferentes configuraciones estereoquímicas para el producto de reacción en el mecanismo de E2, porque el ataque de la base ocurre preferentemente en la 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 _N2 . ^[48]

Adición electrofílica de bromuro de hidrógeno

La contraparte de la eliminación es la adición donde los enlaces dobles o triples se convierten en enlaces simples. De manera similar a las reacciones de sustitución, existen varios tipos de adiciones que se distinguen por el tipo de partícula atacante. Por ejemplo, en la adición electrofílica 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 en cualquier lado del doble enlace dependiendo de los grupos unidos a sus extremos, y la configuración preferida se puede predecir con la regla de Markovnikov . ^[49]Esta regla establece que "en la adición heterolítica de una molécula polar a un alqueno o alquino, el átomo (o parte) más electronegativo (nucleófilo) de la molécula polar se une al átomo de carbono que lleva el menor número de átomos de hidrógeno". ^[50]

Si la adición de un grupo funcional tiene lugar en el átomo de carbono menos sustituido del doble enlace, entonces la sustitución electrófila por ácidos no es posible. En este caso, hay que utilizar la reacción de hidroboración-oxidación , donde 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. ^[51]

Mientras que la adición a los alquenos y alquinos ricos en electrones es principalmente electrofílica, la adición nucleofílica juega un papel importante para los enlaces múltiples carbono-heteroátomo, y especialmente su representante más importante, el grupo carbonilo. Este proceso a menudo se asocia con una eliminación, de modo que después de 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 a menudo es catalizada por ácidos o bases, donde los ácidos aumentan por la electrofilia del grupo carbonilo al unirse al átomo de oxígeno, mientras que las bases aumentan la nucleofilia del nucleófilo atacante. ^[52]

Mecanismo de adición-eliminación catalizado por ácido

La adición nucleofílica de un carbanión u otro nucleófilo al doble enlace de un compuesto carbonilo alfa, beta insaturado puede proceder a través de 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. ^{[53] [54] [55]}

Algunas adiciones que no se pueden ejecutar con nucleófilos y electrófilos, pueden lograrse con radicales libres. Al igual que con la sustitución por radicales libres, la adición de radicales procede como una reacción en cadena, y tales reacciones son la base de la polimerización por radicales libres . ^[56]

Otros mecanismos de reacción orgánicos

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

Mecanismo de una reacción de Diels-Alder

Superposición orbital en una reacción de Diels-Alder

En una reacción de reordenamiento , el esqueleto carbónico de una molécula se reordena para dar un isómero estructural de la molécula original. Estos incluyen reacciones de cambio de hidruro como la transposición 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 la reacción sigmatrópica como el reordenamiento de Cope . ^[57]

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 ciclohexeno sustituido . ^[58]

El hecho de que se produzca una determinada cicloadición depende de los orbitales electrónicos de las especies participantes, ya que solo los orbitales con el mismo signo de función de onda se superpondrán e interactuarán de manera constructiva 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, en diferentes efectos. Por ejemplo, las reacciones [4 + 2] Diels-Alder pueden ser asistidas por calor mientras que la cicloadición [2 + 2] es inducida selectivamente por la luz. ^[59] Debido al carácter orbital, el potencial para desarrollar productos estereoisoméricos tras la cicloadición es limitado, como se describe en las reglas de Woodward-Hoffmann . ^[60]

Reacciones bioquímicas

Ilustración del modelo de ajuste inducido de actividad enzimática

Las reacciones bioquímicas están controladas principalmente por enzimas . Estas proteínas pueden catalizar específicamente una única reacción, de modo que las reacciones se pueden controlar con mucha precisión. La reacción tiene lugar en el sitio activo , una pequeña parte de la enzima que generalmente se encuentra en una hendidura o bolsa revestida por residuos de aminoácidos, y el resto de la enzima se usa principalmente para la estabilización. La acción catalítica de las enzimas se basa en varios mecanismos que incluyen la forma molecular ("ajuste inducido"), la tensión del enlace, la proximidad y orientación de las moléculas en relación con la enzima, la donación o retirada de protones (catálisis ácido / base), interacciones electrostáticas y muchos otros. ^[61]

Las reacciones bioquímicas que ocurren en los organismos vivos se conocen colectivamente como metabolismo . Entre sus mecanismos más importantes se encuentra el anabolismo , en el que diferentes procesos controlados por enzimas y ADN dan como resultado la producción de moléculas grandes como proteínas y carbohidratos a partir de unidades más pequeñas. ^{[62] La} bioenergética estudia las fuentes de energía para tales reacciones. Una fuente de energía importante es la glucosa , que pueden producir las plantas mediante la fotosíntesis o asimilarse a partir de los alimentos. Todos los organismos utilizan esta energía para producir trifosfato de adenosina. (ATP), que luego se puede utilizar para activar otras reacciones.

Aplicaciones

Reacción de termita en proceso de soldadura ferroviaria. Poco después de esto, el hierro líquido fluye hacia el molde alrededor del espacio del riel.

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 y los minerales . Es fundamental hacer que la reacción sea lo más eficiente posible, maximizando el rendimiento y minimizando la cantidad de reactivos, insumos energéticos y residuos. Los catalizadores son especialmente útiles para reducir la energía requerida para la reacción y aumentar su velocidad de reacción . ^{[63] [64]}

Algunas reacciones específicas tienen 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 más convencional de soldadura oxi-combustible , soldadura por arco y de flash de soldadura , se requiere mucho menos equipo y todavía se utiliza para reparar carriles, especialmente en áreas remotas. ^{[sesenta y cinco]}

Vigilancia

Los mecanismos de seguimiento de las reacciones químicas dependen en gran medida de la velocidad de reacción. Los procesos relativamente lentos se pueden analizar in situ para las concentraciones e identidades de los ingredientes individuales. Las herramientas importantes del análisis en tiempo real son la medición del pH y el análisis de la absorción óptica (color) y los espectros de emisión. Un método menos accesible pero bastante eficiente es la introducción de un isótopo radiactivo en la reacción y el seguimiento de 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 espectroscopia láser ultrarrápida donde se utilizan láseres de femtosegundospermite monitorear estados de transición de corta duración en el tiempo reducido a unos pocos femtosegundos. ^[66]

Ver también

Wikiquote tiene citas relacionadas con: Reacción química

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

Referencias

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