Reacción química

Una reacción química es un proceso que conduce a la transformación química de un conjunto de sustancias químicas en otro. Clásicamente, las reacciones químicas abarcan cambios que solo involucran las posiciones de los electrones en la formación y ruptura de enlaces químicos entre átomos, sin cambios en los núcleos (sin cambios en los elementos presentes), y a menudo pueden describirse mediante una 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.

La sustancia (o sustancias) involucradas inicialmente en una reacción química se denominan reactivos o reactivos. Las reacciones químicas generalmente se caracterizan por un cambio químico y producen 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 iniciales, 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 con el aumento de 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 proceder en dirección directa o inversa 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 aporte de energía libre para avanzar. Las reacciones no espontáneas requieren la entrada de energía libre para avanzar (los ejemplos incluyen cargar una batería mediante la aplicación de una fuente de energía eléctrica externa o la 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 pueden clasificarse como reacciones de combinación, descomposición o desplazamiento simple.

Se utilizan diferentes reacciones químicas durante la síntesis química para obtener un producto deseado. En bioquímica, una serie consecutiva de reacciones químicas (en las que el producto de una reacción es el reactivo de la siguiente) forman rutas 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 ordinarias a las temperaturas y concentraciones presentes dentro de una célula.

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

Historia

Las reacciones químicas como la combustión al fuego, la fermentación y la reducción de minerales a metales se conocían desde la antigüedad. Las teorías iniciales de transformación de materiales fueron desarrolladas por filósofos griegos, como la Teoría de los cuatro elementos de Empédocles, que afirma que cualquier sustancia está compuesta por los cuatro elementos básicos: fuego, agua, aire y tierra. En la Edad Media, los alquimistas estudiaban 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.

La producción artificial de sustancias químicas ya era un objetivo central para los alquimistas medievales. Los ejemplos incluyen la síntesis de cloruro de amonio a partir de sustancias orgánicas como se describe en las obras (c. 850–950) atribuidas a Jābir ibn Ḥayyān, o la producción de ácidos minerales como el ácido sulfúrico y nítrico por alquimistas posteriores, a partir de c. 1300.La producción de ácidos minerales implicó 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 al hacer 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. La optimización adicional de la tecnología del ácido sulfúrico dio como resultado el proceso de contacto en la década de 1880, y el proceso Haber se desarrolló en 1909-1910 para la síntesis de amoníaco.

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 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.

Joseph Louis Gay-Lussac reconoció en 1808 que los gases siempre reaccionan en cierta relación entre sí. Basado en esta idea y en la teoría atómica de John Dalton, Joseph Proust había desarrollado la ley de las proporciones definidas, que luego dio como resultado los conceptos de estequiometría y ecuaciones químicas.

En cuanto a la química orgánica, durante mucho tiempo se creyó que los compuestos obtenidos a partir de organismos vivos eran demasiado complejos para obtenerlos 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 parte de Friedrich Wöhler en 1828. Otros químicos que aportaron importantes contribuciones a la química orgánica incluyen a Alexander William Williamson con su síntesis de éteres y Christopher Kelk Ingold, quien, entre muchos descubrimientos, estableció la mecanismos de reacciones de sustitución.

Características

Las características generales de las reacciones químicas son:

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

Ecuaciones

Las ecuaciones químicas se utilizan para ilustrar gráficamente las reacciones químicas. Consisten en fórmulas químicas o estructurales de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha. Están separados por una flecha (→) que indica la dirección y el tipo de reacción; la flecha se lee como la palabra "rendimientos". La punta de la flecha apunta en la dirección en la que procede la reacción. Se utiliza una flecha doble (⇌) que apunta en direcciones opuestas para las reacciones de equilibrio. Las ecuaciones deben balancearse de acuerdo a 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 números enteros apropiados a, b, c y d.un UN + segundo segundo → do do + re re

Las reacciones más elaboradas están representadas por esquemas de reacción, que además de los materiales de partida y los productos muestran importantes intermedios o estados de transición. Además, algunas adiciones relativamente menores a la reacción pueden indicarse 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.

Reacciones elementales

La reacción elemental es la división más pequeña en la que se puede descomponer una reacción química, no tiene productos intermedios. 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.

Las reacciones elementales más importantes son las reacciones unimoleculares y bimoleculares. Solo una molécula está involucrada en una reacción unimolecular; se transforma por una isomerización o una disociación en una o más moléculas. Tales reacciones requieren la adición de energía en forma de calor o luz. Un ejemplo típico de una reacción unimolecular es la isomerización cis-trans, en la que la forma cis de un compuesto se convierte en forma trans o viceversa.

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

Para las reacciones bimoleculares, dos moléculas chocan y reaccionan entre sí. Su fusión se llama síntesis química o reacción de adición. 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. A + HB}}}">

por ejemplo NaNO3 + AgCl(v)}}}">

Equilibrio químico

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles; es decir, pueden y corren en ambas direcciones. Las reacciones directa e inversa compiten entre sí y difieren en las velocidades de reacción. Estas velocidades dependen de la concentración y, por lo tanto, cambian con el tiempo de la reacción: la velocidad inversa aumenta gradualmente y se iguala a la velocidad de la reacción directa, estableciéndose 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 en la presión debido a la disminución del volumen hace que la reacción se desplace hacia el lado con menos moles de gas.

El rendimiento de la reacción se estabiliza en el equilibrio, pero se puede aumentar eliminando el producto de la mezcla de reacción o cambiar 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.

Termodinámica

Las reacciones químicas están determinadas por las leyes de la termodinámica. Las reacciones pueden proceder por sí solas si son exergónicas, es decir, si liberan energía. La energía libre asociada de la reacción se compone de dos cantidades termodinámicas diferentes, entalpía y entropía: .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 gaseosas o líquidas desordenadas. Por el contrario, en las reacciones endotérmicas, 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 preferentemente a altas temperaturas. Por el contrario, muchas reacciones exotérmicas, como la cristalización, se producen a bajas temperaturas. Los cambios de temperatura a veces pueden invertir el signo de la entalpía de una reacción, como en la reducción del dióxido de molibdeno con monóxido de carbono: 2CO2(g) + Mo(s)}}}">;

Esta reacción para formar dióxido de carbono y molibdeno es endotérmica a bajas temperaturas, y se vuelve menos al aumentar la temperatura. ΔH° es cero en1855 K, y la reacción se vuelve exotérmica por encima de esa temperatura.

Los cambios de temperatura también pueden invertir la tendencia de dirección de una reacción. Por ejemplo, la reacción de cambio de gas de agua <img src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/47cb0653b7a3455e40e71caa64db845e7343d207" alt="{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 temperaturas. El cambio en la tendencia de la dirección de la reacción ocurre en1100k _

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

Cinética

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

• Concentraciones de reactivos, que generalmente hacen que la reacción ocurra a un ritmo más rápido si se elevan a través de un aumento de las colisiones por unidad de tiempo. Sin embargo, algunas reacciones tienen velocidades que son independientes de las concentraciones de los reactivos. Estas se llaman 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: al aumentar la presión, disminuye el volumen entre las moléculas y, por lo tanto, aumenta la frecuencia de las colisiones entre las moléculas.
• Energía de activación, que se define como la cantidad de energía necesaria para que la reacción se inicie y continúe espontáneamente. 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.
• 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 cambian la ruta (mecanismo) de una reacción que, a su vez, aumenta la velocidad de una reacción al reducir la energía de activación necesaria para que se produzca la reacción. Un catalizador no se destruye ni cambia durante una reacción, por lo que se puede volver a utilizar.
• Para algunas reacciones, se necesita la presencia de radiación electromagnética, 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:

Su integración produce:

Aquí k es una 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 únicamente 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 cuando se describen reacciones de orden superior. La dependencia de la temperatura de la constante de velocidad generalmente sigue la ecuación de Arrhenius:

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 colisión. Los modelos más realistas se adaptan a un problema específico e incluyen la teoría del estado de transición, el cálculo de la superficie de energía potencial, la teoría de Marcus y la teoría de Rice-Ramsperger-Kassel-Marcus (RRKM).

Tipos de reacción

Cuatro tipos básicos

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:

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):

8FeS}}}">

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

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

A + B}}}">

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

2H2 + O2}}}">

Desplazamiento simple

En una reacción de desplazamiento simple, un solo elemento no combinado reemplaza a otro en un compuesto; en otras palabras, un elemento cambia de lugar con otro elemento en un compuesto Estas reacciones vienen en la forma general de:

AC + B}}}">

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

Mg(OH)2 + H2 (^)}}}">

Doble desplazamiento

En una reacción de doble desplazamiento, los aniones y cationes de dos compuestos intercambian lugares y forman dos compuestos completamente diferentes. Estas reacciones están en la forma general:

AD + CB}}}">

Por ejemplo, cuando el cloruro de bario (BaCl ₂) y el sulfato de magnesio (MgSO ₄) reaccionan, el anión SO ₄ 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 de nitrato de plomo (II) con yoduro de potasio para formar yoduro de plomo (II) y nitrato de potasio:

PbI2(v) + 2KNO3}}}">

Combustión

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

16CO2 + 18H2O(g)}}}">

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

2MgO(s)}}}">

SO2(g)}}}">

Oxidación y reducción

Las reacciones redox se pueden entender 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 suficiente para muchos propósitos, estas descripciones no son precisamente correctas. La oxidación se define mejor como un aumento en el estado de oxidación y la reducción como una disminución en el estado de oxidación. En la práctica, la transferencia de electrones siempre cambiará el estado de oxidación, pero hay muchas reacciones que se clasifican como "redox" aunque no se produzca transferencia de electrones (como las que involucran enlaces covalentes).

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

2NaCl(s)}}}">

En la reacción, el sodio metálico pasa de un estado de oxidación 0 (por ser un elemento puro) a +1: es decir, el sodio pierde un electrón y se dice que se oxidó. 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 cloro gaseoso se considera el agente oxidante. Por el contrario, el sodio se oxida o es el donador 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 involucrados sería un agente reductor u oxidante. Los elementos con baja electronegatividad, como la mayoría de los metales, donan electrones y se oxidan fácilmente: son agentes reductores. Por el contrario, muchos iones con números de oxidación elevados, como el H₂O₂, MnO₄, Cro₃, Cr₂O₇, OSO₄pueden ganar uno o dos electrones adicionales y son fuertes agentes oxidantes.

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

La reacción redox general se puede equilibrar combinando las semirreacciones de oxidación y reducción multiplicadas por coeficientes de manera 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, 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 o el aluminio. El proceso inverso en el que se liberan electrones en reacciones redox y se pueden utilizar como energía eléctrica es posible y se utiliza en baterías.

Complejización

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, amoníaco 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 el campo cristalino. Teoría y teoría del campo de ligandos. Las reacciones de complejación también incluyen el intercambio de ligandos, en el que uno o más ligandos son reemplazados por otros, y los procesos redox que cambian el estado de oxidación del átomo metálico central.

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. En otras palabras, los ácidos actúan como donantes de protones y las bases como aceptores de protones de acuerdo con la siguiente ecuación:

<img src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c1dbe5e51cc9337e3395e1df902be7386a03191e" alt="{displaystyle {ce {{underset {ácido}{HA}}+{underset {base}{B}}{underset {conjugadabase}{A^{-}}}+{ underset {conjugadoácido}{HB+}}}}}">

La reacción inversa es posible y, por lo tanto, el ácido/base y la base/ácido conjugados 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 donde un ácido y una base, tomados exactamente en las mismas cantidades, forman una sal neutra.

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

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

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 y forma una sal insoluble. Este proceso se puede ayudar agregando un agente precipitante 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 por recristalización a partir de sales microcristalinas.

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 superficie de contacto.

Reacciones en la interfase sólido|gas

La reacción puede tener lugar en la interfaz sólido|gas, superficies a muy baja presión, como el vacío ultraalto. A través de 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. Las reacciones en la interfase sólido|gas están en algunos casos relacionadas con la catálisis.

Reacciones fotoquímicas

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

Muchos procesos importantes involucran la fotoquímica. El principal ejemplo es la fotosíntesis, en la que la mayoría de las plantas utilizan la energía solar para convertir el dióxido de carbono y el agua en glucosa, eliminando el oxígeno como producto secundario. 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. En las luciérnagas, una enzima en el abdomen cataliza una reacción que resulta en bioluminiscencia. Muchas reacciones fotoquímicas importantes, como la formación de ozono, ocurren en la atmósfera terrestre y constituyen la química atmosférica.

Catálisis

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 queda cubierto por productos secundarios poliméricos. Además, los catalizadores heterogéneos pueden disolverse en la solución en un sistema sólido-líquido o evaporarse en un sistema sólido-gas. Los catalizadores solo pueden acelerar la reacción; los productos químicos que ralentizan la reacción se denominan inhibidores.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, una reacción inhibida cinéticamente por una alta energía de activación puede tener lugar eludiendo esta energía de activación.

Los catalizadores heterogéneos suelen ser sólidos, pulverizados 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 amoníaco. Los ácidos son un ejemplo de un catalizador homogéneo, aumentan la nucleofilicidad de los carbonilos, lo que permite una reacción que de otro modo no ocurriría 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 lo tanto, se prefieren los catalizadores heterogéneos en muchos procesos industriales.

Reacciones en química 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 de la química orgánica se denominan reacciones 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. Estas reacciones se pueden distinguir por el tipo de sustitución de especies en una sustitución nucleófila, electrófila o radical.

En el primer tipo, un nucleófilo, un átomo o molécula con exceso de electrones y por lo tanto 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 con carga negativa, mientras que el sustrato suele ser neutro o con carga positiva. Ejemplos de nucleófilos son iones de hidróxido, alcóxidos, aminas y haluros. Este tipo de reacción se encuentra principalmente en hidrocarburos alifáticos y rara vez en hidrocarburos aromáticos. Estos últimos tienen una alta densidad de electrones y entran en sustitución aromática nucleófila solo con grupos atractores de electrones muy fuertes. La sustitución nucleófila puede tener lugar por 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.

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

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 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.}

La sustitución electrofílica es la contrapartida de la sustitución nucleofílica en que el átomo o molécula atacante, un electrófilo, tiene baja densidad de electrones 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 los hidrocarburos aromáticos, donde se denomina sustitución aromática electrófila. El ataque de los electrófilos da como resultado el llamado complejo σ, un estado de transición en el que se elimina el sistema aromático. Luego, el grupo saliente, generalmente un protón, se separa y se restaura la aromaticidad. Una alternativa a la sustitución aromática es la sustitución alifática electrófila. Es similar a la sustitución alifática nucleófila y también tiene dos tipos principales, S _E 1 y S_mi 2

Mecanismo de sustitución aromática electrófila

En el tercer tipo de reacción de sustitución, la sustitución por radicales, la partícula atacante es un radical. 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 los radicales. Luego, la reacción procede como una avalancha hasta que dos radicales se encuentran y se recombinan. XH + R.}}}"> RX + 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 enlaces múltiples. Se pueden producir enlaces dobles y triples eliminando un grupo saliente adecuado. De manera similar a la sustitución nucleofílica, existen varios mecanismos de reacción posibles que 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 separa primero. Este mecanismo requiere la participación de una base. Debido a las condiciones similares, ambas reacciones en la eliminación E1 o E1cb siempre compiten con la S _N1 sustitución.

eliminación E1

eliminación de E1cb

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 intermediarios iónicos. A diferencia de las eliminaciones de E1, son posibles diferentes configuraciones estereoquímicas para el producto de reacción en el mecanismo de E2, debido a 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 de E2 siempre compite con la sustitución de S _{N 2.}

La contrapartida 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 a ambos lados del doble enlace dependiendo de los grupos unidos a sus extremos, y la configuración preferida se puede predecir con la regla de Markovnikov.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 contiene el menor número de átomos de hidrógeno".

Si la adición de un grupo funcional tiene lugar en el átomo de carbono menos sustituido del doble enlace, entonces la sustitución electrofílica con ácidos no es posible. En este caso, se debe 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.

Mientras que la adición a los alquenos y alquinos ricos en electrones es principalmente electrófila, la adición nucleófila juega un papel importante para los enlaces múltiples carbono-heteroátomo, y especialmente para su representante más importante, el grupo carbonilo. Este proceso a menudo se asocia con una eliminación, por lo 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.

Mecanismo de adición-eliminación catalizado por ácido

La adición nucleófila 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 grande de adiciones conjugadas. Este es uno de los métodos más útiles para la formación moderada de enlaces C-C.

Algunas adiciones que no pueden realizarse con nucleófilos y electrófilos, pueden realizarse 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.

Otros mecanismos de reacción orgánica

En una reacción de reordenamiento, el esqueleto de carbono de una molécula se reorganiza para dar un isómero estructural de la molécula original. Estos incluyen reacciones de cambio de hidruro como el reordenamiento de Wagner-Meerwein, donde un grupo de hidrógeno, alquilo o arilo migra de un carbono a un carbono vecino. La mayoría de los reordenamientos están asociados con la ruptura y formación de nuevos enlaces carbono-carbono. Otros ejemplos son reacciones sigmatrópicas como el reordenamiento de Cope.

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

El hecho de que una cierta cicloadición proceda 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 generalmente es 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 de [4+2] Diels-Alder pueden ser asistidas por calor, mientras que la cicloadición [2+2] es inducida selectivamente por la luz. Debido al carácter orbital, el potencial para desarrollar productos estereoisoméricos por cicloadición es limitado, como se describe en las reglas de Woodward-Hoffmann.

Reacciones bioquímicas

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

Las reacciones bioquímicas que ocurren en los organismos vivos se conocen colectivamente como metabolismo. Entre los más importantes de sus mecanismos está 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. La bioenergética estudia las fuentes de energía para tales reacciones. Una fuente de energía importante es la glucosa, que las plantas pueden producir a través de la fotosíntesis o asimilar de los alimentos. Todos los organismos usan esta energía para producir trifosfato de adenosina (ATP), que luego puede usarse para energizar otras reacciones.

Aplicaciones

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, aportes energéticos y desperdicios. Los catalizadores son especialmente útiles para reducir la energía requerida para la reacción y aumentar su velocidad de reacción.

Algunas reacciones específicas tienen sus aplicaciones de nicho. Por ejemplo, la reacción de la termita se utiliza para generar luz y calor en pirotecnia y soldadura. Aunque es menos controlable que la soldadura con oxígeno y combustible más convencional, la soldadura por arco y la soldadura por destello, requiere mucho menos equipo y todavía se usa para reparar rieles, especialmente en áreas remotas.

Vigilancia

Los mecanismos de seguimiento de las reacciones químicas dependen en gran medida de la velocidad de reacción. Los procesos relativamente lentos pueden analizarse 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 los espectros de absorción óptica (color) y emisión. Un método menos accesible pero bastante eficiente es la introducción de un isótopo radiactivo en la reacción y monitorear cómo cambia con el tiempo y hacia dónde se mueve; este método se utiliza a menudo para analizar la redistribución de sustancias en el cuerpo humano. Las reacciones más rápidas generalmente se estudian con espectroscopía láser ultrarrápida donde la utilización de láseres de femtosegundo permite monitorear estados de transición de corta duración en un tiempo reducido a unos pocos femtosegundos.