Reacción química
Definición
Una reacción química es un proceso que conduce a la transformación química de un conjunto de sustancias químicas a 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) inicialmente involucradas en una reacción química se llaman reactivos o reactivos. Las reacciones químicas generalmente se caracterizan por un cambio químico, y producen uno o más productos, que generalmente tienen propiedades diferentes de los reactivos. Las reacciones a menudo consisten en una secuencia de subpasos individuales, las llamadas reacciones elementales, y la información sobre el curso preciso de la acción es parte del mecanismo de reacción. Las reacciones químicas se describen con ecuaciones químicas, que simbólicamente presentan 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 químicas dadas. Típicamente, las velocidades de reacción aumentan al aumentar la temperatura porque hay más energía térmica disponible para alcanzar la energía de activación necesaria para romper enlaces entre átomos.
Las reacciones pueden avanzar en dirección hacia adelante o hacia atrás hasta que lleguen a su finalización o alcancen el equilibrio. Las reacciones que avanzan 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 seguir adelante (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).
Se usan diferentes reacciones químicas en combinaciones 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) forma vías metabólicas. Estas reacciones a menudo son catalizadas por enzimas proteicas. Las enzimas aumentan las tasas de reacciones bioquímicas, por lo que las síntesis metabólicas y las descomposiciones imposibles en condiciones normales pueden ocurrir 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 en el fuego, la fermentación y la reducción de los minerales a los metales se conocen desde la antigüedad. Las teorías iniciales de la transformación de los materiales fueron desarrolladas por los filósofos griegos, como la teoría de los cuatro elementos de Empédocles que establece que cualquier sustancia se compone de los cuatro elementos básicos: fuego, agua, aire y tierra. En la Edad Media, las transformaciones químicas fueron estudiadas por los alquimistas. Intentaron, en particular, convertir el plomo en oro, para lo cual usaron reacciones de plomo y aleaciones de plomo y cobre con azufre.
La producción de sustancias químicas que normalmente no se producen en la naturaleza se ha intentado durante mucho tiempo, como la síntesis de ácidos sulfúrico y nítrico atribuidos al controvertido alquimista Jābir ibn Hayyān. El proceso involucró el calentamiento de minerales de sulfato y nitrato, como sulfato de cobre, alumbre y salitre. En el siglo XVII, Johann Rudolph Glauber produjo ácido clorhídrico y sulfato de sodio al reaccionar con ácido sulfúrico y cloruro de sodio. Con el desarrollo del proceso de cámara de plomo en 1746 y el proceso de Leblanc, permitiendo 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 de ácido sulfúrico dio como resultado el proceso de contacto en la década de 1880, y el proceso de 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 se encontraba dentro de cuerpos combustibles y se soltó 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 una cierta relación entre ellos. Sobre la base de esta idea y la teoría atómica de John Dalton, Joseph Proust había desarrollado la ley de proporciones definidas, que más tarde resultó en los conceptos de estequiometría y ecuaciones químicas.
Con respecto a la química orgánica, durante mucho tiempo se creyó que los compuestos obtenidos a partir de organismos vivos eran demasiado complejos como para obtenerse 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 de precursores inorgánicos 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 el mecanismos de reacciones de sustitución.
Ecuaciones
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, pueden indicarse algunas adiciones relativamente menores a la reacción por encima de la flecha de reacción; ejemplos de tales adiciones son agua, calor, iluminación, un catalizador, etc. De manera similar, algunos productos menores pueden colocarse debajo de la flecha, a menudo con un signo menos.
El análisis retrosintético se puede aplicar para diseñar una reacción de síntesis compleja. Aquí el análisis parte de los productos, por ejemplo, mediante la división de enlaces químicos seleccionados, para llegar a reactivos iniciales plausibles. Una flecha especial (⇒) se usa 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 implica 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 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 moléculas diferentes. 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 la forma trans o viceversa.
En una reacción de disociación típica, 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 modo que cada producto retiene un electrón y se convierte en un radical neutral. 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 el hidrógeno-oxígeno o las reacciones de polimerización.
Para las reacciones bimoleculares, dos moléculas colisionan y reaccionan entre sí. Su fusión se llama síntesis química o una reacción de adición.
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.
Equilibrio químico
La mayoría de las reacciones químicas son reversibles, es decir, pueden y funcionan en ambas direcciones. Las reacciones directa e inversa están compitiendo 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 denominado equilibrio químico. El tiempo para alcanzar el equilibrio depende de parámetros tales 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 un 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 cambiando al aumentar 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:
-
- 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 precipitación y la cristalización, en las que los sólidos ordenados se forman 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 al aumentar la entropía del sistema, a menudo a través de la formación de productos de reacción gaseosos, que tienen alta entropía. Como la entropía aumenta con la temperatura, muchas reacciones endotérmicas tienen lugar preferiblemente a altas temperaturas. Por el contrario, muchas reacciones exotérmicas, como la cristalización, se producen a bajas temperaturas. Los cambios en la temperatura a veces pueden revertir el signo de la entalpía de una reacción, como la reducción de monóxido de carbono del dióxido de molibdeno:
Esta reacción para formar dióxido de carbono y molibdeno es endotérmica a bajas temperaturas, disminuyendo con el aumento de la temperatura. ΔH ° es cero a 1855 K , y la reacción se vuelve exotérmica por encima de esa temperatura.
Los cambios en la temperatura también pueden revertir la tendencia de dirección de una reacción. Por ejemplo, la reacción de cambio de gas de agua
es favorecido por las bajas temperaturas, pero su inversa se ve favorecida por la alta temperatura. El cambio en la dirección de reacción tendencia se produce a 1100 K .
Las reacciones también pueden caracterizarse 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 : pequeño signo de cambio
Cinética
La velocidad a la que se producen las reacciones se estudia mediante cinética de reacción. La velocidad depende de varios parámetros, tales como:
- Concentraciones de reactivo, que generalmente hacen que la reacción suceda a un ritmo más rápido si se aumenta mediante el aumento de las colisiones por unidad de tiempo. Algunas reacciones, sin embargo, tienen tasas que son independientes de las concentraciones de reactantes. Estas se llaman reacciones de orden cero.
- Área superficial disponible para el contacto entre los reactivos, en particular los sólidos en sistemas heterogéneos. Las áreas de superficie más grandes conducen a mayores velocidades de reacción.
- Presión: aumentar la presión disminuye el volumen entre las moléculas y, por lo tanto, aumenta la frecuencia de las colisiones entre las moléculas.
- Energía de activación, que se define como la cantidad de energía necesaria para que la reacción comience y continúe espontáneamente. Una mayor energía de activación 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 la 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 disminuir la energía de activación necesaria para que tenga lugar la reacción. Un catalizador no se destruye o cambia durante una reacción, por lo que puede usarse nuevamente.
- Para algunas reacciones, la presencia de radiación electromagnética, especialmente la luz ultravioleta, es necesaria para promover la ruptura de enlaces para iniciar la reacción. Esto es particularmente cierto para reacciones que involucran radicales.
Varias teorías permiten calcular las velocidades de reacción a nivel molecular. Este campo se conoce como dinámica de reacción. La velocidad v de una reacción de primer orden, que podría ser la desintegración de una sustancia A, viene dada por:
Su integración produce:
Aquí k es la constante de velocidad de primer orden que tiene la dimensión 1 / tiempo, [A] (t) es la concentración en un momento t y [A] 0 es la concentración inicial. La velocidad de una reacción de primer orden depende solo de la concentración y las propiedades de la sustancia involucrada, y la reacción misma puede describirse con la vida media característica. Se necesita más de una constante de tiempo para describir las 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 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 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:
Dos o más reactivos que producen un producto es otra manera 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):
Otro ejemplo es el simple gas de hidrógeno combinado con gas de 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 puede escribirse como
Un ejemplo de una reacción de descomposición es la electrólisis del agua para producir oxígeno e hidrógeno:
Reemplazo simple
En una única reacción de reemplazo, un único elemento no combinado reemplaza a otro en un compuesto; en otras palabras, un elemento intercambia lugares con otro elemento en un compuesto. Estas reacciones vienen en la forma general de:
Un ejemplo de una reacción de desplazamiento simple es cuando el magnesio reemplaza el hidrógeno en el agua para producir hidróxido de magnesio y gas hidrógeno:
Doble reemplazo
En una reacción de reemplazo doble, los aniones y cationes de dos compuestos cambian de lugar y forman dos compuestos completamente diferentes. Estas reacciones están en la forma general:
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 del nitrato de plomo (II) con yoduro de potasio para formar yoduro de plomo (II) y nitrato de potasio:
Oxidación y reducción
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 suficiente para muchos propósitos, estas descripciones no son precisamente correctas. La oxidación se define mejor como un aumento en el estado de oxidación y una 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 produce transferencia de electrones (como las que implican enlaces covalentes).
En la siguiente reacción redox, el metal de sodio peligroso reacciona con el cloro gaseoso tóxico para formar el compuesto iónico cloruro de sodio o sal común de mesa:
En la reacción, el metal de sodio pasa de un estado de oxidación de 0 (como 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 gas de cloro 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 uno reducido, se considera el aceptor de electrones, o en otras palabras, induce 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 donador de electrones, y por lo tanto induce la reducción en las otras especies y se considera el agente reductor .
Cuál de los reactivos involucrados se reduciría o el agente 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 y se oxidan con facilidad: son agentes reductores. Por el contrario, muchos iones con altos índices de oxidación, como H 2 O 2 , MnO - 4 , CrO 3 , Cr 2 O 2-7 , OsO 4 pueden obtener uno o dos electrones extra y son fuertes agentes oxidantes.
La cantidad de electrones donados o aceptados en una reacción redox puede predecirse 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 gases nobles en sí mismos son químicamente inactivos.
Una clase importante de reacciones redox son las reacciones electroquímicas, donde los electrones de la fuente de alimentación se utilizan como agente reductor. Estas reacciones son particularmente importantes para la producción de elementos químicos, como cloro o aluminio. El proceso inverso en el que los electrones se liberan en reacciones redox y se puede utilizar como energía eléctrica es posible y se usa en baterías.
Complejidad
En las reacciones de complejación, varios ligandos reaccionan con un átomo metálico para formar un complejo de coordinación. Esto se logra proporcionando pares solitarios del ligando en orbitales vacíos del átomo de metal 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 18 electrones, diciendo que las cáscaras de valencia de un metal de transición colectivamente acomodarán 18 electrones, mientras que la simetría del complejo resultante puede predecirse con la teoría del campo de cristal teoría del campo del ligando. Las reacciones de complejación también incluyen el 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 de metal 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 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 actúan como aceptores de protones de acuerdo con la siguiente ecuación:
La reacción inversa es posible, y así 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 dependiendo del concepto ácido-base empleado. Algunos de los más comunes son:
- Definición de Arrhenius: los ácidos se disocian en el 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 excede el límite de solubilidad y forma una sal insoluble. Este proceso puede ser asistido mediante la adición de un agente precipitante o mediante la eliminación del disolvente. La precipitación rápida da como resultado un residuo amorfo o microcristalino y el proceso lento puede producir cristales individuales. Este último también se puede obtener por recristalización en 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 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 interfaz sólida | gas
La reacción puede tener lugar en la interfaz de gas sólido, superficies a presión muy baja, como vacío ultraalto. A través de la microscopía de túnel de barrido, es posible observar reacciones en la interfaz de gas sólido en el espacio real, si la escala de tiempo de la reacción está en el rango correcto. Las reacciones en la interfaz de gas sólido 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 se convierten en un estado excitado. Luego pueden liberar esta energía rompiendo enlaces químicos, produciendo radicales. Las reacciones fotoquímicas incluyen reacciones de hidrógeno-oxígeno, polimerización de radicales, reacciones en cadena y reacciones de reorganización.
Muchos procesos importantes involucran la fotoquímica. El primer 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 un producto secundario. Los humanos confían en la fotoquímica para la formación de vitamina D, y la visión se inicia por una reacción fotoquímica de la rodopsina. En luciérnagas, una enzima en el abdomen cataliza una reacción que resulta en bioluminiscencia. Muchas reacciones fotoquímicas significativas, como la formación de ozono, ocurren en la atmósfera de la Tierra 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, se devuelve 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 pueden usarse en una fase diferente (heterogénea) o en la misma fase (homogénea) que los reactivos. En la catálisis heterogénea, los procesos secundarios típicos incluyen la coquización donde el catalizador queda cubierto por productos secundarios poliméricos. Además, los catalizadores heterogéneos pueden disolverse en la solución en un sistema sólido-líquido o evaporarse en un sistema de gas sólido. Los catalizadores solo pueden acelerar la reacción: los productos químicos que ralentizan la reacción se llaman inhibidores. Las sustancias que aumentan la actividad de los catalizadores se denominan promotores, y las sustancias que desactivan los catalizadores se llaman venenos catalíticos. Con un catalizador, una reacción que se inhibe cinéticamente por una energía de activación alta puede tener lugar en la elusión de esta energía de activación.
Los catalizadores heterogéneos son generalmente sólidos, en polvo para maximizar su área de 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 como el ácido nítrico y el amoniaco. Los ácidos son un ejemplo de un catalizador homogéneo, aumentan la nucleofilia de los carbonilos, lo que permite una reacción que de otro modo no procedería con 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, los catalizadores heterogéneos son preferidos en muchos procesos industriales.
Reacciones en química orgánica
En la química orgánica, además de la oxidación, reducción o reacciones ácido-base, pueden tener lugar otras reacciones que implican enlaces covalentes entre átomos de carbono o carbono y heteroátomos (como oxígeno, nitrógeno, halógenos, etc.). Muchas reacciones específicas en química orgánica son reacciones de nombre designadas después de sus descubridores.
Sustitución
En una reacción de sustitución, un grupo funcional en un compuesto químico particular es reemplazado por otro grupo. Estas reacciones pueden distinguirse por el tipo de especie sustituyente en una sustitución nucleofílica, electrófila o radical.
En el primer tipo, un nucleófilo, un átomo o molécula con un exceso de electrones y, por lo 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 que sale se separa con un par de electrones. El nucleófilo puede ser eléctricamente neutro o estar cargado negativamente, mientras que el sustrato es típicamente neutro o con carga positiva. Los ejemplos de nucleófilos son ion hidróxido, alcóxidos, aminas y haluros. Este tipo de reacción se encuentra principalmente en hidrocarburos alifáticos, y raramente en hidrocarburo aromático. Estos últimos tienen alta densidad de electrones y entran en la sustitución aromática nucleofílica solo con grupos atractores de electrones muy fuertes. La sustitución nucleofílica puede tener lugar por dos mecanismos diferentes, S
N 1 y S
N 2. En sus nombres, S significa sustitución, N para nucleófilo, y el número representa el orden cinético de la reacción, unimolecular o bimolecular.
N 1 y S
N 2. En sus nombres, S significa sustitución, N para 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. Esto es seguido por 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 más bien en 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 nucleófila 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, carbocationes o cationes de azufre o nitronio. Esta reacción tiene lugar casi exclusivamente en hidrocarburos aromáticos, donde se denomina sustitución aromática electrófila. El ataque electrófilo da como resultado el llamado σ-complejo, un estado de transición en el que se suprime el sistema aromático. Luego, el grupo saliente, normalmente 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 nucleofílica y también tiene dos tipos principales, S E 1 y SE 2
En el tercer tipo de reacción de sustitución, sustitución radical, la partícula atacante es un radical. Este proceso usualmente 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. Entonces la reacción procede como una avalancha hasta que dos radicales se encuentran y recombinan.
-
- Reacciones durante la reacción en cadena de la sustitución radical
Adición y eliminación
La adición y su contrapartida, la eliminación, son reacciones que cambian el número de sustituyentes en el átomo de carbono, y forman o escinden enlaces múltiples. Se pueden producir dobles y triples enlaces eliminando un grupo saliente adecuado. De forma similar a la sustitución nucleofílica, existen varios mecanismos de reacción posibles que reciben su nombre según el orden de reacción respectivo. En el mecanismo E1, el grupo saliente es expulsado primero, formando un carbocatión. El siguiente paso, la formación del doble enlace, se lleva a cabo con la eliminación de un protón (desprotonación). El orden de salida se invierte en el mecanismo E1cb, es decir, el protón se divide primero. Este mecanismo requiere la participación de una base. Debido a las condiciones similares, ambas reacciones en la eliminación de E1 o E1cb siempre compiten con la S N1 sustitución
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 intermedios iónicos. En contraste con las eliminaciones E1, son posibles diferentes configuraciones estereoquímicas para el producto de reacción en el mecanismo E2, porque el ataque de la base se produce 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 S N2 .
La contraparte de la eliminación es la adición donde los enlaces dobles o triples se convierten en enlaces simples. Similar a las reacciones de sustitución, hay varios tipos de adiciones que se distinguen por el tipo de la 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 puede formarse en cualquier lado del doble enlace dependiendo de los grupos unidos a sus extremos, y la configuración preferida puede predecirse con la regla de Markovnikov. Esta regla establece que "en la adición heterolítica de una molécula polar a un alqueno o alquino,
Si la adición de un grupo funcional tiene lugar en el átomo de carbono menos sustituido del doble enlace, entonces la sustitución electrófila con ácidos no es posible. En este caso, uno tiene que usar la reacción de hidroboración-oxidación, donde en el primer paso, el átomo de boro actúa como electrófilo y se agrega al átomo de carbono menos sustituido. En el segundo paso, el hidroperóxido nucleófilo o el anión halógeno ataca al átomo de boro.
Si bien la adición a los alquenos y alquinos ricos en electrones es principalmente electrofílica, la adición nucleofílica juega un papel importante para los enlaces múltiples de carbono-heteroátomo, y especialmente 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 está presente de nuevo. Por lo tanto, se llama reacción de eliminación de adición y puede ocurrir en derivados de ácido carboxílico tales 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 uniéndose al átomo de oxígeno, mientras que las bases aumentan la nucleofilia del nucleófilo atacante.
La adición nucleofílica de un carbanión u otro nucleófilo al doble enlace de un compuesto de 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.
Algunas adiciones que no se pueden ejecutar con nucleófilos y electrófilos, pueden tener éxito con radicales libres. Al igual que con la sustitución de radicales libres, la adición de radicales transcurre como una reacción en cadena, y tales reacciones son la base de la polimerización por radicales libres.
Otros mecanismos de reacción orgánicos
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 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 la formación de nuevos enlaces carbono-carbono. Otros ejemplos son la reacción sigmatrópica, como la reordenación de Cope.
Los reordenamientos cíclicos incluyen cicloadiciones y, más generalmente, reacciones pericíclicas, en donde dos o más moléculas que contienen doble enlace 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.
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 superponen e interactúan de manera constructiva 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 implicadas y, por lo tanto, en diferentes efectos. Por ejemplo, las reacciones de [4 + 2] Diels-Alder pueden ser asistidas por el calor, mientras que la cicloadición [2 + 2] es inducida selectivamente por la luz. Debido al carácter orbital, el potencial para desarrollar productos estereoisoméricos tras la cicloadición es limitado, como lo describen las reglas de Woodward-Hoffmann.
Reacciones bioquímicas
Las reacciones bioquímicas son controladas principalmente por enzimas. Estas proteínas pueden catalizar específicamente una sola reacción, por lo 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 depende de varios mecanismos, incluida la forma molecular ("ajuste inducido"), la tensión de enlace, la proximidad y orientación de las moléculas en relación con la enzima, la donación o retirada de protones (catálisis ácida / básica), las interacciones electrostáticas y muchas otras.
Las reacciones bioquímicas que ocurren en los organismos vivos se conocen colectivamente como metabolismo. Entre los mecanismos más importantes se encuentra el anabolismo, en el cual diferentes procesos controlados por enzimas y ADN dan como resultado la producción de moléculas grandes como proteínas y carbohidratos de unidades más pequeñas. La bioenergética estudia las fuentes de energía para tales reacciones. Una fuente de energía importante es la glucosa, que puede ser producida por las plantas a través de la fotosíntesis o asimilada 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 petróleo y minerales. Es esencial hacer que la reacción sea lo más eficiente posible, maximizando el rendimiento y minimizando la cantidad de reactivos, entradas de energía y desechos. 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 termita se usa para generar luz y calor en pirotecnia y soldadura. Aunque es menos controlable que la soldadura más convencional de oxicombustión, soldadura por arco y soldadura por destello, requiere mucho menos equipo y todavía se usa para reparar raíles, especialmente en áreas remotas.
Supervisión
Los mecanismos de control 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. Herramientas importantes de 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 más eficiente es la introducción de un isótopo radiactivo en la reacción y el monitoreo de cómo cambia con el tiempo y hacia dónde se mueve; este método se usa 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 los estados de transición de vida corta en el tiempo reducido a unos pocos femtosegundos.
Obtenido de: https://en.wikipedia.org/wiki/Chemical_reaction