Reacción química

Una reacción química es un proceso que conduce a la transformación química de un conjunto de sustancias químicas en otro. ^{[ 1 ]} Cuando ocurren reacciones químicas, los átomos se reorganizan y la reacción va acompañada de un cambio de energía a medida que se generan nuevos productos. 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 cambio en los núcleos (sin cambio en los elementos presentes), y a menudo pueden describirse mediante una ecuación química . 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.

Las sustancias que intervienen inicialmente en una reacción química se denominan reactivos . Las reacciones químicas se caracterizan generalmente por un cambio químico y dan lugar a uno o más productos , que suelen tener propiedades diferentes a las de los reactivos. A menudo, las reacciones constan de una secuencia de subetapas individuales, denominadas reacciones elementales , y la información sobre el curso preciso de la acción forma parte del mecanismo de reacción . Las reacciones químicas se describen mediante ecuaciones químicas , que representan simbólicamente los materiales de partida, los productos finales y, en ocasiones, los productos intermedios y las condiciones de reacción.

Las reacciones químicas se producen a una velocidad característica a una temperatura y concentración química determinadas. Algunas reacciones generan calor y se denominan reacciones exotérmicas , mientras que otras requieren calor para tener lugar, y se denominan reacciones endotérmicas . Generalmente, la velocidad de reacción aumenta con la temperatura, ya que 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 ocurren oxidación y reducción , o no redox, en la que no ocurren ni oxidación ni reducción. La mayoría de las reacciones redox simples pueden clasificarse como reacciones de combinación, descomposición o desplazamiento simple.

En 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 rutas metabólicas . Estas reacciones suelen estar catalizadas por enzimas proteicas . Las enzimas aumentan la velocidad de las reacciones bioquímicas, permitiendo que se produzcan síntesis y descomposiciones metabólicas imposibles en condiciones normales, a la temperatura y concentración presentes en la célula .

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

Las reacciones químicas como la combustión en el fuego, la fermentación y la reducción de minerales a metales se conocían desde la antigüedad. Las primeras teorías sobre la transformación de materiales fueron desarrolladas por filósofos griegos, como la Teoría de los Cuatro Elementos de Empédocles, que afirmaba que toda sustancia está compuesta por 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 ]} Ejemplos de ello son 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 el ácido sulfúrico y el ácido 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 mediante la reacción de ácido sulfúrico y cloruro de sodio . Con el desarrollo del proceso de la cámara de plomo en 1746 y el proceso Leblanc , que permitieron la producción a gran escala de ácido sulfúrico y carbonato de sodio , respectivamente, las reacciones químicas se implementaron en la industria. La optimización posterior 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 sobre las transformaciones químicas observadas experimentalmente. La teoría del flogisto fue propuesta en 1667 por Johann Joachim Becher . Postulaba la existencia de un elemento similar al fuego llamado "flogisto", que se encontraba dentro de los cuerpos combustibles y se liberaba durante la combustión . Esta teoría resultó ser falsa en 1785, cuando Antoine Lavoisier halló la explicación correcta de la combustión como una reacción con el oxígeno del aire. ^{[ 8 ]}

En 1808, Joseph Louis Gay-Lussac reconoció que los gases siempre reaccionan entre sí en una determinada relación. Basándose en esta idea y en la teoría atómica de John Dalton , Joseph Proust desarrolló la ley de las proporciones definidas , que posteriormente 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 sintetizados . 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 la urea a partir de precursores inorgánicos por Friedrich Wöhler en 1828. Otros químicos que hicieron importantes contribuciones a la química orgánica son Alexander William Williamson, con su síntesis de éteres , y Christopher Kelk Ingold , quien, entre muchos descubrimientos, estableció los mecanismos de las reacciones de sustitución .

Algunas reacciones químicas tienen características como:

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

Las ecuaciones químicas se utilizan para ilustrar gráficamente las reacciones químicas. Consisten en las fórmulas químicas o estructurales de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha. Están separadas por una flecha (→) que indica la dirección y el tipo de reacción; la flecha se lee como la palabra "produce". ^{[ 10 ]} La punta de la flecha apunta en la dirección en la que procede la reacción. Una flecha doble (⇌) que apunta en direcciones opuestas se utiliza para las reacciones de equilibrio . Las ecuaciones deben estar balanceadas 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) por los enteros apropiados a, b, c y d . ^{[ 11 ]}

a A + b B → c C + d D

Las reacciones más complejas se representan mediante esquemas de reacción, que además de los reactivos y productos, muestran los intermedios o estados de transición importantes . Asimismo, se pueden indicar algunas adiciones menores a la reacción encima de la flecha; ejemplos de estas adiciones son el agua, el calor, la luz, un catalizador , etc. De igual modo, algunos productos menores se pueden colocar debajo de la flecha, a menudo con un signo menos.

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

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 componen 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 dado. ^{[ 14 ]}

Las reacciones elementales más importantes son las unimoleculares y bimoleculares. En una reacción unimolecular interviene una sola molécula, que se transforma por isomerización o disociación en una o más moléculas. 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 molecular se rompe , dando lugar a dos fragmentos moleculares. La ruptura puede ser homolítica o heterolítica . En el primer caso, el enlace se divide de forma que cada producto conserva un electrón y se convierte en un radical neutro . En el segundo caso, ambos electrones del enlace químico permanecen en uno de los productos, dando lugar a iones cargados . La disociación desempeña un papel importante en el inicio 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 denomina 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. 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 denomina metátesis .

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

Por ejemplo:

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

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles; es decir, pueden ocurrir en ambas direcciones. Las reacciones directa e inversa compiten entre sí y difieren en sus velocidades de reacción . Estas velocidades dependen de la concentración y, por lo tanto, cambian con el tiempo de la reacción: la velocidad de la reacción inversa aumenta gradualmente hasta igualarse a la de la reacción directa, estableciéndose así 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 de la reacción debe ser cero. La dependencia de la presión se puede explicar con el principio de Le Chatelier . Por ejemplo, un aumento de la presión debido a la disminución del volumen provoca que la reacción se desplace hacia el lado con menor cantidad de moles de gas. ^{[ 16 ]}

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

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

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

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

Las reacciones pueden ser exotérmicas , donde ΔH 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 , se consume calor del entorno. Esto puede ocurrir al aumentar 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, tienen lugar preferentemente a temperaturas más bajas. Un cambio de temperatura a veces puede invertir el signo de la entalpía de una reacción, como en el caso de la reducción de dióxido de molibdeno por monóxido de carbono .

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

Esta reacción para formar dióxido de carbono y molibdeno es endotérmica a bajas temperaturas, volviéndose menos endotérmica al aumentar la temperatura. ^{[ 18 ]} Δ H ° es cero a1855  K , y la reacción se vuelve exotérmica por encima de esa temperatura.

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

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

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

Las reacciones también pueden caracterizarse por su cambio de energía interna , que tiene en cuenta los cambios en la entropía, el volumen y los potenciales químicos . Este último depende, entre otras cosas, de las actividades de las sustancias involucradas. ^{[ 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

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

• Las concentraciones de reactivos , que generalmente hacen que la reacción ocurra más rápido si aumentan mediante un mayor número 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. Estas se denominan reacciones de orden cero .
• Superficie disponible para el contacto entre los reactivos, en particular los sólidos en sistemas heterogéneos. Una mayor superficie conlleva mayores velocidades de reacción.
• Presión : al aumentar la presión, disminuye el volumen entre las moléculas y, por lo tanto, aumenta la frecuencia de colisiones entre ellas.
• La energía de activación se define como la cantidad de energía necesaria para que una reacción se inicie y se desarrolle espontáneamente. Una mayor energía de activación implica que los reactivos necesitan más energía para comenzar que en una reacción con menor energía de activación.
• La 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 forman enlaces débiles con los reactivos o intermedios y modifican el mecanismo de reacción, lo que a su vez aumenta la velocidad de la reacción al disminuir la energía de activación necesaria para que esta tenga lugar. Un catalizador no se destruye ni se altera durante una reacción, por lo que puede reutilizarse.
• Para algunas reacciones, se requiere la presencia de radiación electromagnética , especialmente luz ultravioleta , para promover la ruptura de enlaces e 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 reacciones . 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, con 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 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 al describir reacciones de orden superior. La dependencia de la constante de velocidad con la temperatura 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 ]}

En una reacción de síntesis, dos o más sustancias simples se combinan para formar una sustancia más compleja. Estas reacciones tienen la siguiente forma general: $${\displaystyle {\ce {A + B->AB}}}$$

Otra forma de identificar una reacción de síntesis es que dos o más reactivos produzcan un solo producto. 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 la combinación de hidrógeno gaseoso simple con oxígeno gaseoso simple para producir agua. ^{[ 21 ]}

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

Un ejemplo de reacción de descomposición es la electrólisis del agua para producir oxígeno e hidrógeno gaseosos: $${\displaystyle {\ce {2H2O->2H2 + O2}}}$$

En una reacción de desplazamiento simple , un solo elemento no combinado reemplaza a otro en un compuesto; en otras palabras, un elemento intercambia su lugar con otro en un compuesto. ^{[ 21 ]} Estas reacciones se presentan en la forma general de: $${\displaystyle {\ce {A + BC->AC + B}}}$$

Un ejemplo de reacción de desplazamiento simple es cuando el magnesio reemplaza al hidrógeno en el agua para formar hidróxido de magnesio sólido e hidrógeno gaseoso: $${\displaystyle {\ce {Mg + 2H2O->Mg(OH)2 (v) + H2 (^)}}}$$

En una reacción de doble desplazamiento , los aniones y cationes de dos compuestos intercambian lugares y forman dos compuestos completamente diferentes. Estas reacciones tienen la forma general: ^{[ 21 ]}$${\displaystyle {\ce {AB + CD->AD + CB}}}$$

Por ejemplo, cuando el cloruro de bario (BaCl₂ ₎ y ^el sulfato de magnesio (MgSO₄ ₎ reaccionan, el anión SO₄²⁻ _intercambia su lugar con el anión 2Cl⁻ ^, dando lugar a los compuestos _BaSO₄ y _MgCl₂ .

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

Según el principio de Le Chatelier , las reacciones pueden proceder en sentido directo o inverso hasta que finalizan o alcanzan el equilibrio . ^{[ 22 ]}

Las reacciones que proceden en la dirección directa (de izquierda a derecha) para aproximarse al equilibrio se denominan a menudo reacciones espontáneas , es decir, son negativas, lo que significa que si ocurren a temperatura y presión constantes, disminuyen la energía libre de Gibbs de la reacción. Requieren menos energía para proceder en la dirección directa. ^{[ 23 ]} Las reacciones se suelen escribir como reacciones directas en la dirección en la que son espontáneas. Ejemplos: ${\displaystyle \Delta G}$

• Reacción del hidrógeno y el oxígeno para formar agua.

2H₂+ O₂⇌ 2H₂O

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

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃ARRULLO⁻+ H₃O⁺

Las reacciones que proceden en sentido inverso para aproximarse al equilibrio se denominan a menudo reacciones no espontáneas , es decir, son 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 proceder en sentido directo. ^{[ 23 ] [ 24 ]} Algunos ejemplos son: ${\displaystyle \Delta G}$

• Carga de una batería CC normal (que consta de celdas electrolíticas ) desde una fuente de alimentación eléctrica externa ^{[ 25 ]}
• La fotosíntesis es impulsada por la absorción de radiación electromagnética , generalmente en forma de luz solar: ^{[ 26 ]}

CO2_​dióxido de carbono+H ₂ Oagua+fotonesenergía luminosa→[CH ₂ O]carbohidrato+O ₂oxígeno

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 . Si bien estas descripciones son suficientes para muchos propósitos, no son del todo correctas. La oxidación se define mejor como un aumento en el estado de oxidación de los átomos y la reducción como una disminución en el estado de oxidación. En la práctica, la transferencia de electrones siempre modificará el estado de oxidación, pero existen muchas reacciones que se clasifican como "redox" aunque no se produzca transferencia de electrones (como las que involucran enlaces covalentes ). ^{[ 27 ] [ 28 ]}

En la siguiente reacción redox, el peligroso metal sodio reacciona con el gas cloro 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 (elemento puro) a +1; es decir, el sodio pierde un electrón y se dice que se ha oxidado. Por otro lado, el cloro gaseoso pasa de un estado de oxidación de 0 (también elemento puro) a −1; el cloro gana un electrón y se dice que se ha reducido. Dado que el cloro es el que se reduce, se considera el aceptor de electrones, o dicho de otro modo, induce la oxidación del sodio; por lo tanto, el cloro gaseoso se considera el agente oxidante. A la inversa, el sodio se oxida o es el donador de electrones, e induce una reducción en la otra especie y se considera el agente reductor .

Cuál de los reactivos involucrados sería un agente reductor u oxidante se puede predecir a partir de la electronegatividad de sus elementos. Los elementos con baja electronegatividad, como la mayoría de los metales, donan electrones fácilmente y se oxidan; son agentes reductores. Por el contrario, muchos óxidos o iones con altos números de oxidación de sus átomos que no son de oxígeno, como H₂O₂, MnO⁻ ₄, CrO₃, Cr₂O²⁻ ₇o 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 puede predecirse a partir de la configuración electrónica del elemento reactivo. Los elementos tienden a alcanzar la configuración de gas noble de baja energía; por lo tanto, los metales alcalinos y los halógenos donarán y aceptarán un electrón, respectivamente. Los gases nobles son químicamente inactivos. ^{[ 29 ]}

La reacción redox global se puede equilibrar combinando las semirreacciones 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 , donde los electrones de la fuente de alimentación en el electrodo negativo actúan 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 ^{[ 30 ]} 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 baterías .

En una reacción de combustión , un elemento o compuesto reacciona con un oxidante, generalmente oxígeno , produciendo a menudo 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: $${\displaystyle {\ce {C8H18(l) + 25/2 O2(g)->8CO2(g) + 9H2O(g)}}}$$

libera 5500 kJ. Una reacción de combustión también puede resultar de la reacción del carbono , el magnesio o el azufre con el oxígeno. ^{[ 31 ]}$${\displaystyle {\ce {2Mg(s) + O2(g)->2MgO(s)}}}$$$${\displaystyle {\ce {S(s) + O2(g)->SO2(g)}}}$$

En las reacciones de complejación, varios ligandos reaccionan con un átomo metálico para formar un complejo de coordinación . Esto se logra proporcionando pares de electrones no enlazantes del ligando a orbitales vacíos del átomo metálico y formando enlaces dipolares . Los ligandos son bases de Lewis , que pueden ser iones o moléculas neutras, como monóxido de carbono, amoníaco o agua. El número de ligandos que reaccionan con un átomo metálico central se puede determinar mediante la regla de los 18 electrones , que establece que las capas de valencia de un metal de transición albergarán colectivamente 18 electrones , mientras que la simetría del complejo resultante se puede predecir con la teoría del campo cristalino y la 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 otros, y procesos redox que cambian el estado de oxidación del átomo metálico central. ^{[ 32 ]}

En la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry , una reacción ácido-base implica la 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 una base acepta el protón, la especie resultante se denomina ácido conjugado de esa base . ^{[ 33 ]} En otras palabras, los ácidos actúan como donadores de protones y las bases 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, por lo que el ácido/base y la base conjugada/ácido siempre están en equilibrio. El equilibrio está determinado por las constantes de disociación del ácido y la base ( 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 en cantidades idénticas, forman una sal neutra .

Las reacciones ácido-base pueden tener diferentes definiciones dependiendo del concepto de 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 donadores 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.

La precipitación es la formación de un sólido en una solución o dentro de otro sólido durante una reacción química. Generalmente ocurre 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. Una precipitación rápida da como resultado un residuo amorfo o microcristalino, mientras que un proceso lento puede producir monocristales . Estos últimos también pueden obtenerse por recristalización a partir de sales microcristalinas ^{[ 35 ] .}

Pueden producirse reacciones entre dos sólidos. Sin embargo, debido a las velocidades de difusión relativamente bajas 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 incrementar la superficie de contacto. ^{[ 36 ]}

La reacción puede tener lugar en la interfaz sólido-gas, superficies a presiones muy bajas como el ultra alto vacío . 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 se encuentra dentro del rango correcto. ^{[ 37 ] [ 38 ]} En algunos casos, las reacciones en la interfaz sólido-gas están relacionadas con la catálisis.

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

Muchos procesos importantes involucran la fotoquímica. El ejemplo principal es la fotosíntesis , en la que la mayoría de las plantas usan energía solar para convertir dióxido de carbono y agua en glucosa , eliminando oxígeno como subproducto. Los 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 produce bioluminiscencia . ^{[ 40 ]} Muchas reacciones fotoquímicas significativas, como la formación de ozono, ocurren en la atmósfera terrestre y constituyen la química atmosférica .

En catálisis , la reacción no se produce directamente, sino a través de una reacción con una tercera sustancia conocida como catalizador . Aunque el catalizador participa en la reacción, formando enlaces débiles con los reactivos o intermedios, al final de la reacción vuelve a su estado original y, por lo tanto, no se consume. Sin embargo, puede ser inhibido, desactivado o destruido por procesos secundarios. Los catalizadores pueden utilizarse 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 se cubre con subproductos poliméricos . 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 la ralentizan se denominan inhibidores. ^{[ 41 ] [ 42 ]} Las sustancias que aumentan la actividad de los catalizadores se denominan promotores, y las sustancias que los desactivan se denominan venenos catalíticos. Mediante un catalizador, una reacción que está cinéticamente inhibida por una alta energía de activación puede tener lugar eludiendo dicha 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, ya que aumentan la nucleofilicidad de los carbonilos , permitiendo una reacción que de otro modo no se produciría con electrófilos. La ventaja de los catalizadores homogéneos es la facilidad para mezclarlos con los reactivos, pero también pueden ser difíciles de separar de los productos. Por lo tanto, en muchos procesos industriales se prefieren los catalizadores heterogéneos. ^{[ 43 ]}

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 entre carbono y heteroátomos (como oxígeno, nitrógeno, halógenos , etc.). Muchas reacciones específicas en química orgánica reciben el nombre de sus descubridores.

Una de las reacciones más importantes a nivel industrial es el craqueo de hidrocarburos pesados ​​en las refinerías de petróleo para crear moléculas más pequeñas y simples. Este proceso se utiliza para fabricar gasolina . Los distintos tipos de reacciones orgánicas pueden agruparse según sus mecanismos de reacción (en particular, sustitución, adición y eliminación) o según los tipos de productos que generan (por ejemplo, metilación , polimerización y halogenación ).

En una reacción de sustitución , un grupo funcional en un compuesto químico particular es reemplazado por otro grupo. ^{[ 44 ]} Estas reacciones se pueden distinguir por el tipo de especie sustituyente en una sustitución nucleofílica , electrofílica o radicalaria .

Mecanismo S _{N 1}

Mecanismo S _{N 2}

En el primer tipo, un nucleófilo , un átomo o molécula con exceso de electrones y, por lo tanto, con carga negativa o parcial , reemplaza a otro átomo o parte de la molécula del sustrato . El par de electrones del nucleófilo ataca al sustrato formando un nuevo enlace, mientras que el grupo saliente se lleva un par de electrones. El nucleófilo puede ser eléctricamente neutro o tener carga negativa, mientras que el sustrato suele ser neutro o tener carga positiva. Ejemplos de nucleófilos son el ion hidróxido , los alcóxidos , _las aminas y los haluros . Este tipo de reacción se encuentra principalmente en hidrocarburos alifáticos y raramente en hidrocarburos aromáticos . Estos últimos tienen una alta densidad electrónica y solo experimentan sustitución aromática nucleofílica con grupos fuertemente atractores de electrones . La sustitución nucleofílica puede tener lugar mediante dos mecanismos diferentes: SN1 y SN2 . En sus nombres, la S significa sustitución, la N nucleofílica y el número representa el _orden cinético de la reacción: unimolecular o bimolecular. ^{[ 45 ]}

Los tres pasos de una reacción SN2 . El nucleófilo es verde y el grupo saliente es rojo _.

La reacción SN2 provoca inversión estereoquímica (inversión de Walden) _.

La reacción _SN1 se desarrolla en dos etapas. 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. El mecanismo S _N 1 conduce a la adición no estereoespecífica y no da como resultado un centro quiral , sino 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 electrofílica es la contraparte de la sustitución nucleofílica, ya que el átomo o molécula atacante, un electrófilo , tiene baja densidad electrónica y, por lo tanto, una carga positiva. Los electrófilos típicos son el átomo de carbono de los grupos carbonilo , los carbocationes o los cationes de azufre o nitronio . Esta reacción tiene lugar casi exclusivamente en hidrocarburos aromáticos, donde se denomina sustitución aromática electrofílica . El ataque del electrófilo da lugar al llamado complejo σ, un estado de transición en el que se elimina el sistema aromático. Luego, el grupo saliente, generalmente un protón, se desprende y se restablece 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: _SE1 y _SE2 . ^{[ 48 ]}

En el tercer tipo de reacción de sustitución, la sustitución radicalaria, 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 halógeno, produciendo radicales. Luego, la reacción procede 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 radicalaria

La adición y su contraparte, la eliminación , son reacciones que cambian el número de sustituyentes en el átomo de carbono y forman o rompen enlaces múltiples . Los enlaces dobles y triples pueden producirse eliminando un grupo saliente adecuado. De forma similar a la sustitución nucleofílica, existen varios mecanismos de reacción posibles que se nombran según el 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, tiene lugar con la eliminación de un protón ( desprotonación ). El orden de salida se invierte en el mecanismo E1cb, es decir, el protón se elimina 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 de E1

eliminación de E1cb

El mecanismo E2 también requiere una base, pero en este caso el ataque de la base y la eliminación del grupo saliente se producen simultáneamente y no generan un intermedio 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 ocurre preferentemente en la posición anti con respecto al grupo saliente. Debido a las condiciones y reactivos similares, la eliminación E2 siempre compite con la sustitución SN2 _. ^{[ 52 ]}

La contraparte de la eliminación es una 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 del bromuro de hidrógeno , un electrófilo (protón) ataca el doble enlace formando un carbocatión , que luego reacciona con el nucleófilo (bromo). El carbocatión puede formarse a cualquiera de los lados del doble enlace dependiendo de los grupos unidos a sus extremos, y la configuración preferida puede predecirse 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 tiene el menor número de átomos de hidrógeno". ^{[ 54 ]}

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

Si bien la adición a los alquenos y alquinos ricos en electrones es principalmente electrofílica, la adición nucleofílica desempeña un papel importante en los enlaces múltiples carbono-heteroátomo, y especialmente en su representante más importante, el grupo carbonilo. Este proceso suele ir acompañado de una 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 estar catalizada por ácidos o bases; los ácidos aumentan la electrofilicidad del grupo carbonilo al unirse al átomo de oxígeno, mientras que las bases potencian la nucleofilicidad del nucleófilo atacante. ^{[ 56 ]}

La adición nucleofílica de un carbanión u otro nucleófilo al doble enlace de un compuesto carbonílico alfa, beta-insaturado puede proceder 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 suave de enlaces C–C. ^{[ 57 ] [ 58 ] [ 59 ]}

Algunas adiciones que no pueden realizarse con nucleófilos y electrófilos pueden llevarse a cabo con radicales libres. Al igual que en la sustitución por radicales libres, la adición de radicales se produce como una reacción en cadena, y dichas reacciones constituyen la base de la polimerización por radicales libres . ^{[ 60 ]}

Mecanismo de una reacción de Diels-Alder

Superposición orbital en una reacción de Diels-Alder

En una reacción de transposición , el esqueleto de carbono de una molécula se reorganiza para dar un isómero estructural de la molécula original. Estas incluyen reacciones de desplazamiento de hidruro, como la transposición de Wagner-Meerwein , donde un hidrógeno , un grupo alquilo o un grupo arilo migra de un carbono a un carbono vecino. La mayoría de las transposiciones están asociadas con la ruptura y formación de nuevos enlaces carbono-carbono. Otros ejemplos son las reacciones sigmatrópicas, como la transposición de Cope . ^{[ 61 ]}

Los reordenamientos cíclicos incluyen las cicloadiciones y, más generalmente, las reacciones pericíclicas , en las que dos o más moléculas que contienen enlaces dobles 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 una determinada cicloadición se lleve a cabo 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 constructivamente para formar nuevos enlaces. La cicloadición suele ir asistida por luz o calor. Estas perturbaciones dan lugar a una disposición diferente de los electrones en el estado excitado de las moléculas implicadas y, por lo tanto, a efectos diferentes. Por ejemplo, las reacciones de Diels-Alder [4+2] pueden ir asistidas por calor, mientras que la cicloadición [2+2] se induce selectivamente por luz. ^{[ 63 ]} Debido al carácter orbital, el potencial para desarrollar productos estereoisoméricos tras la cicloadición es limitado, como describen las reglas de Woodward-Hoffmann . ^{[ 64 ]}

Las reacciones bioquímicas están controladas principalmente por proteínas complejas llamadas enzimas , que generalmente están especializadas en catalizar una única reacción específica. La reacción tiene lugar en el sitio activo , una pequeña parte de la enzima que suele encontrarse en una hendidura o cavidad revestida 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, entre ellos la forma molecular ("ajuste inducido"), la tensión de los enlaces, la proximidad y orientación de las moléculas con respecto a la enzima, la donación o extracción de protones (catálisis ácido-base), las interacciones electrostáticas y muchos otros. ^{[ 65 ]}

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 cual diferentes procesos controlados por 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 dichas reacciones. Las fuentes de energía importantes son la glucosa y el oxígeno , que pueden ser producidos por las plantas a través de la fotosíntesis o asimilados de los alimentos y el aire, respectivamente. Todos los organismos utilizan esta energía para producir adenosín trifosfato (ATP), que luego puede ser utilizado para energizar otras reacciones. La descomposición de materia orgánica por hongos , bacterias y otros microorganismos también está dentro del ámbito de la bioquímica .

Las reacciones químicas son fundamentales en 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 esencial que la reacción sea lo más eficiente posible, maximizando el rendimiento y minimizando la cantidad de reactivos, el consumo de energía y los residuos. Los catalizadores son especialmente útiles para reducir la energía necesaria para la reacción y aumentar su velocidad . ^{[ 67 ] [ 68 ]}

Algunas reacciones específicas tienen aplicaciones particulares. Por ejemplo, la reacción termita se utiliza para generar luz y calor en pirotecnia y soldadura . Si bien es menos controlable que la soldadura oxiacetilénica , la soldadura por arco y la soldadura por chispa , más convencionales , requiere mucho menos equipo y todavía se utiliza para reparar rieles, especialmente en zonas remotas. ^{[ 69 ]}

Los mecanismos de monitorización de reacciones químicas dependen en gran medida de la velocidad de reacción. Los procesos relativamente lentos pueden analizarse in situ para determinar las concentraciones e identidades de los componentes individuales. Herramientas importantes para el análisis en tiempo real son la medición del pH y el análisis de los espectros de absorción (color) y emisión óptica. Un método menos accesible, pero bastante eficiente, consiste en introducir un isótopo radiactivo en la reacción y monitorizar su evolución a lo largo del tiempo y su desplazamiento; este método se utiliza a menudo para analizar la redistribución de sustancias en el cuerpo humano. Las reacciones más rápidas suelen estudiarse mediante espectroscopia láser ultrarrápida, donde la utilización de láseres de femtosegundos permite monitorizar estados de transición de corta duración en escalas de tiempo de unos pocos femtosegundos. ^{[ 70 ]}

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• Atkins, Peter W.; Julio de Paula (2006). Química física (4.ª ed.). Weinheim: Wiley-VCH . ISBN 978-3-527-31546-8.
• Brock, William H. (1997). Viewegs Geschichte der Chemie (en alemán). Brunswick: Vieweg . ISBN 978-3-540-67033-9.
• Brückner, Reinhard (2004). Reaktionsmechanismen (en alemán) (3ª ed.). Múnich: Spektrum Akademischer Verlag. ISBN 978-3-8274-1579-0.
• Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; Holleman, Arnold Frederick (2001). Química inorgánica . Academic Press . ISBN 978-0-12-352651-9.
• "Acción química"  . Encyclopædia Britannica . Vol. 6 (11.ª ed.). 1911. págs.  26–33 .