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Una reacción química es un proceso a nivel molecular en el cual se produce ruptura (disociación o descomposición química) y/o formación (precipitación o cristalización) de enlaces. Este fenómeno puede ser observado en la naturaleza y en la vida cotidiana (fenómeno aleatorio) o puede ser el resultado de poner en contacto y en determinadas condiciones una o mas sustancias en un laboratorio o en una industria, con el objetivo de obtener un compuesto químico, separarlo de otras sustancias, o realizar un análisis de una muestra (test estandarizado).

Muchas reacciones químicas pueden ir acompañadas de fenómenos observables y otras son detectadas mediante técnicas analíticas desarrolladas experimentalmente, con las cuales se puede medir el proceso.

• Véase: Categoría:Reacciones químicas

Representación de las reacciones químicas

Con palabras

Acido + base ------> sal + agua

Como ecuaciones químicas

Hidróxido de sodio mas ácido carbónico que forma carbonato de sodio mas agua:

• $2NaOH\ +\ H_{2}CO_{3}\ \rightarrow \ Na_{2}CO_{3}\ +\ 2H_{2}O$

Ácido nítrico mas hidróxido de aluminio que forma nitrato de aluminio mas agua:

• $3HNO_{3}\ +\ Al(OH)_{3}\ \rightarrow \ Al(NO_{3})_{3}\ +\ 3H_{2}O$

Con formulas desarrolladas y flechas

Mapa general de metabolitos secundarios

Con dibujos

Combustión del metano con el oxígeno.

Mixto

Ciclo de Krebs

Clascificación de las reacciones químicas

Existen muchas clasificaciones de las reacciones químicas segun diferentes parámetros, por ejemplo el efecto observado macroscopicamente o el fenomeno a nivel molecular. Muchas veces las reacciones pueden pertencere a varias de estas clases o tipos: Una reacción de combustión es a la vez una reacción de oxidación y es una reacción exotérmica.

Algunos tipos de reacciones

• Reacción exotérmica, la que genera calor
• Reacción endotérmica, la que absorbe calor
• Reacción endergónica, la que requiere calor para producirse
• Reacción reversible, la que esta cerca del equilibrio
• Reacción irreversible
• Combustión, es un fenómeno que se obserbe en algunas reacciones de oxidacion-reduccion
• Explosion, igual que el anterior
• Disolución, es un fenómeno fisicoquímico: solvatación
• Ionizacion: ruptura de enlace iónico por solvatacion que también puede ser un fenómeno físico
• Hidrolisis,ruptura de enlaces por acción del agua, reacciones que en los seres vivientes son catalizadas por hidrolasas
• Descomposición química, al someter compuestos a condiciones extremas por ejemplo calor donde se produce a determinada temperatura llamada temperatura de descomposición
• Disociación
• Sintesis química, reacciones para obtener productos químicos, también ocurren en la naturaleza por ejemplo en el metabolismo y los ciclos biogeoquímicos
• Homólisis
• Heterólisis
• Hidrogenación
• Reacción redox
• Reacción de sustitución
• Reacción compleja
• Precipitación química, la que produce un precipitado
• Cristalización

• Reacción orgánica, las cuales se clasifican segun mecanismo de reacción o otro sistema por ejemplo halogenación, sintesis de heterocíclicos, etc.
  • Sintesis orgánica
  • Reacciones de adición
  • Reacciones de sustitución
  • Por el grupo funcional: reacciones de amidas, reacciones de aldehídos, etc
  • Reacción bioquímica

Entre otras.

Procesos en los que se producen o son debidos a reacciones químicas

• Electrólisis
• Neutralización
• Fotólisis
• Polimerización
• Pirólisis
• Calcinación
• Saponificación

Factores que afectan la velocidad de reacción

• Naturaleza de la reacción: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción.
• Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes, la frecuencia de colisión también se incrementa.
• Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace importante cuando la presión es muy alta.
• Orden: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidad de reacción.
• Temperatura: Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones. Sin embargo, la principal razón porque un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. Como una regla de cajón, las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 ° C en la temperatura,​ aunque el efecto de la temperatura puede ser mucho mayor o mucho menor que esto. Por ejemplo, el carbón arde en un lugar en presencia de oxígeno, pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente. La reacción es espontánea a temperaturas altas y bajas, pero a temperatura ambiente la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. El aumento de temperatura, que puede ser creado por una cerilla, permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma, debido a que es exotérmica. Esto es válido para muchos otros combustibles, como el metano, butano, hidrógeno, etc.

La velocidad de reacción puede ser independiente de la temperatura (no-Arrhenius) o disminuir con el aumento de la temperatura (anti-Arrhenius). Las reacciones sin una barrera de activación (por ejemplo, algunas reacciones de radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipo anti Arrhenius: la constante de velocidad disminuye al aumentar la temperatura.

• Solvente: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene efecto en la velocidad de reacción.
• Radiación electromagnética e intensidad de luz: La radiación electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o vibracionales, etc), creando especies intermediarias que reaccionan fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.
• Un catalizador: La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo, el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura ambiente.
• Isótopos: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de reacción diferente para la misma molécula si tiene isótopos diferentes, generalmente isótopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el hidrógeno y el deuterio.
• Superficie de contacto: En reacciones en superficies, que se dan por ejemplo durante catálisis heterogénea, la velocidad de reacción aumenta cuando el área de la superficie de contacto aumenta. Esto es debido al hecho de que más partículas del sólido están expuestas y pueden ser alcanzadas por moléculas reactantes.
• Mezclado: El mezclado puede tener un efecto fuerte en la velocidad de reacción para las reacciones en fase homogénea y heterogénea..

Todos los factores que afectan una velocidad de reacción, excepto para la concentración y el orden de reacción, son tomados en cuenta en la ecuación de velocidad de la reacción.

Propiedades químicas

Una propiedad química es una magnitud cuali o cuantitativa que permite identificar caracterizar o describir un elemento químico, un compuesto químico, una disolución , o una reacción química. No es tan fácil separar porpiedades físicas de propiedades químicas, para evitar el inconveniente de ambiguedades se utiliza propiedades generales o propiedades ficicoquímicas.

Las Propiedades químicas pueden ser usadas para crear clasificaciones de los elementos químicos (ver tabla periódica.

Propiedades químicas de los elementos

• Propiedades periódicas
• Masa atómica
• Afinidad electrónica
• Alotropía
• Anfoterismo
• Electronegatividad

Propiedades químicas de moléculas

• Calor de combustión
• Aquiralidad
• Energía de activación
• Entalpía de formación
• Entropía de formación
• Estado de oxidación
• Estereoquímica
• Fosforescencia
• Fundente
• Hidrófilo
• Hidrófobo
• Higroscópico
• Electrófilo
• Masa molar
• Masa molecular

Propiedades químicas de disoluciones

• Composición centesimal
• Concentración
• Conductividad molar
• Descenso crioscópico
• Hipertónico
• Hipotónico
• Isotónico
• Lipófilo

Para clasificar

• Metaestabilidad
• Molecularidad
• Momento dipolar químico
• Número atómico
• Osmolaridad
• Peso molecular medio por partícula
• Polaridad (química)
• Potencial químico
• Punto crítico
• Punto de inflamabilidad
• Punto de inflamación
• Punto isoeléctrico
• Quimioluminiscencia
• Quiralidad (química)
• Solubilidad
• Sustancia vesicante
• Tipo de enlace químico
• Volumen molar
• Acidez
• Alcalinidad

Conceptos relacionados

• Entalpía
• Energía de disociación de enlace
• Equilibrio químico
• Energía libre de Gibbs
• Cinética química
• Estequiometría
• Ensayo químico
• Disociación
• Enlace químico
• Estado de oxidación
• Potencial químico
• Reactividad
• Afinidad química
• Catalizador, Enzima, reaccion bioquímica, metabolismo.
• Solubilidad
• Mecanismo de reacción
• Electronegatividad
• Teoría de las colisiones
• Teoría del enlace de valencia
• Principio de Le Châtelier
• Marcha analítica; reacciones de detección de iones en una disolucion mediante el uso de reacciones químicas características de cada uno de ellos

Reacciones importantes

Reacciones de caracterización de elementos y sustancias químicas

La reactividad se usa para definir he identificar un compuesto, por ejemplo la reactividad del cobre:

Expuesto al aire, el color rojo salmón, inicial se torna rojo violeta por la formación de óxido cuproso (Cu₂O) para ennegrecerse posteriormente por la formación de óxido cúprico (CuO).​ La coloración azul del Cu⁺² se debe a la formación del ion [Cu (OH₂)₆]⁺².​

Expuesto largo tiempo al aire húmedo, forma una capa adherente e impermeable de carbonato básico (carbonato cúprico) de color verde y venenoso.​ También pueden formarse pátinas de cardenillo, una mezcla venenosa de acetatos de cobre de color verdoso o azulado que se forma cuando los óxidos de cobre reaccionan con ácido acético,​ que es el responsable del sabor del vinagre y se produce en procesos de fermentación acética. Al emplear utensilios de cobre para la cocción de alimentos, deben tomarse precauciones para evitar intoxicaciones por cardenillo que, a pesar de su mal sabor, puede ser enmascarado con salsas y condimentos y ser ingerido.

Los halógenos atacan con facilidad al cobre, especialmente en presencia de humedad. En seco, el cloro y el bromo no producen efecto y el flúor sólo le ataca a temperaturas superiores a 500 °C.​ El cloruro cuproso y el cloruro cúprico, combinados con el oxígeno y en presencia de humedad producen ácido clorhídrico, ocasionando unas manchas de atacamita o paratacamita, de color verde pálido a azul verdoso, suaves y polvorientas que no se fijan sobre la superficie y producen más cloruros de cobre, iniciando de nuevo el ciclo de la erosión.​

Los ácidos oxácidos atacan al cobre, por lo cual se utilizan estos ácidos como decapantes (ácido sulfúrico) y abrillantadores (ácido nítrico). El ácido sulfúrico reacciona con el cobre formando un sulfuro, CuS (covelina) o Cu₂S (calcocita) de color negro y agua. También pueden formarse sales de sulfato cúprico (antlerita) con colores de verde a azul verdoso.​ Estas sales son muy comunes en los ánodos de los acumuladores de plomo que se emplean en los automóviles.

El ácido cítrico disuelve el óxido de cobre, por lo que se aplica para limpiar superficies de cobre, lustrando el metal y formando citrato de cobre. Si después de limpiar el cobre con ácido cítrico, se vuelve a utilizar el mismo paño para limpiar superficies de plomo, el plomo se bañará de una capa externa de citrato de cobre y citrato de plomo con un color rojizo y negro.

Reacción de Grignard

La reacción de Grignard generalizada:

donde R1 = grupo orgánico alquilo o arilo;

Síntesis de reactivos de Grignard

Los reactivos de Grignard se sintetizan a partir de un grupo alquilo, no arilo halogenado al reaccionar con Magnesio en presencia de un éter anhidro (seco):

RBr + Mg → RMgBr

Por ejemplo:

CH₃CH₂Br + Mg → CH₃CH₂MgBr (bromuro de etil magnesio)

Método experimental general

Para que esta reacción tenga éxito tanto los reactivos como el material utilizado deben estar completamente secos y trabajar en atmósfera inerte. Sobre un matraz se coloca magnesio en forma de virutas o limaduras y se cubre con unos pocos mililitros del disolvente (dietil éter o tetrahidrofurano, generalmente;otra alternativa es el 2-Metiltetrahidrofurano más benigno con el medio ambiente ). Se añade una pequeña cantidad de activante (usualmente dibromoetano o yodo) y una vez activada la superficie del magnesio, mediante la aplicación de calor, se comienza a adicionar la disolución del compuesto halogenado correspondiente previamente disuelto. Suele ser necesario calentar hasta que la reacción finaliza. Por último sólo es necesario filtrar la disolución (siempre bajo atmósfera inerte).

Para que tenga cierta estabilidad el reactivo de Grignard debe encontrarse solvatado.

Reacción de Diels-Alder

Reacción de Friedel-Crafts

Procesos químicos importantes

Síntesis de ácido sulfúrico, proceso de cámaras de plomo

El dióxido de azufre se forma en el proceso de combustión del azufre​ y del Sulfuro de hidrógeno.

S₈ + 8 O₂ → 8 SO₂

2 H₂S + 3 O₂ → 2 H₂O + 2 SO₂

También puede obtenerse por calcinación de minerales sulfurados tales como la pirita (FeS),​ la wurtzita o la blenda (ambos ZnS),​ la galena (PbS)​ y el cinabrio (HgS).

4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

En el proceso de cámaras de plomo el dióxido de azufre (SO₂) gaseoso caliente entra por la parte inferior de un reactor llamado torre de Glover donde es lavado con vitriolo nitroso (ácido sulfúrico con óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO₂) disueltos en él), y mezclado con óxido de nitrógeno (NO) y óxido de nitrógeno (IV) (NO₂) gaseosos. Parte de óxido de azufre (IV) es oxidado a óxido de azufre (VI) (SO₃) y disuelto en el baño ácido para formar el ácido de torre o ácido de Glover (aproximadamente 78% de H₂SO₄).

$\mathrm {SO_{2}+NO_{2}\longrightarrow NO+SO_{3}}$

$\mathrm {SO_{3}+H_{2}O\longrightarrow H_{2}SO_{4}}$

De la torre de Glover una mezcla de gases (que incluye óxido de azufre (IV) y (VI), óxidos de nitrógeno, nitrógeno, oxígeno y vapor) es transferida a una cámara recubierta de plomo donde es tratado con más agua. La cámara puede ser un gran espacio en forma de caja o un recinto con forma de cono truncado. El ácido sulfúrico es formado por una serie compleja de reacciones; condensa en las paredes y es acumulado en el piso del la cámara. Pueden existir de tres a seis cámaras en serie, donde los gases pasan por cada una de las cámaras en sucesión. El ácido producido en las cámaras, generalmente llamado ácido de cámara o ácido de fertilizante, contiene de 62% a 68% de H₂SO₄.

$\mathrm {NO+NO_{2}+H_{2}O\longrightarrow 2HNO_{2}}$

$\mathrm {HNO_{2}+H_{2}SO_{3}\longrightarrow H_{2}SO_{4}}$

Luego de que los gases pasaron por las cámaras se los hace pasar a un reactor llamado torre de Gay-Lussac donde son lavados con ácido concentrado enfriado (proveniente de la torre de Glover). Los óxidos de nitrógeno y el dióxido de azufre que no haya reaccionado se disuelven en el ácido formando el vitriolo nitroso utilizado en la torre de Glover. Los gases remanentes son usualmente liberados en la atmósfera.

Proceso Solvay

Reacciones químicas en el proceso de Solvay (verde = reactivo, negro = intermedio de reacción, rojo = producto)

Haciendo pasar amoníaco y dióxido de carbono (en estado gaseoso los dos) por una solución saturada de cloruro de sodio se forma carbonato ácido de sodio y cloruro de amonio (ambos solubles en agua):

NaCl + NH₃ + CO₂ + H₂O --> NaHCO₃ + NH₄Cl

El carbonato ácido de sodio se separa de la solución por filtración y se transforma en carbonato de sodio por calcinación:

2 NaHCO₃ --> Na₂CO₃ + H₂O + CO₂­

El cloruro de amonio obtenido se hace reaccionar con hidróxido de calcio y se recupera amoníaco:

2 NH₄Cl + Ca(OH)₂ --> 2 NH₃­ + 2 H₂O + CaCl₂

El óxido de calcio se produce en la misma fábrica por calcinación de carbonato de calcio (piedra caliza) y así se produce el dióxido de carbono necesario en la primera reacción:

CaCO₃ --> CaO + CO₂­

Se consumen grandes cantidades de carbonato de sodio en la fabricación de jabones, polvos de jabón, vidrio y depuradores de aguas duras.

Calcinación

La calcinación es el proceso de calentar una sustancia a temperatura elevada, pero por debajo de su entalpía o punto de fusión, para provocar la descomposición térmica o un cambio de estado en su constitución física o química. El proceso, que suele llevarse a cabo en largos hornos cilíndricos, tiene a menudo el efecto de volver frágiles las sustancias.

Los objetivos de la calcinación suelen ser:

• eliminar el agua, presente como humedad absorbida, «agua de cristalización focal» o «agua de constitución artica» (como en la conversión del hidróxido férrico en óxido férrico);
• eliminar el dióxido de carbono (como en la calcinación de la piedra caliza en cal en un horno de cal), el dióxido de azufre u otro compuesto orgánico volátil;
• para oxidar (calcinación oxidante) una parte o toda la sustancia (usado comúnmente para convertir menas sulfurosas a óxidos en el primer paso de recuperación de metales como el zinc, el plomo y el cobre);
• para reducir (calcinación reductora) metales a partir de sus menas (fundición).

Hay unas pocas finalidades más para las que se emplea la calcinación en casos especiales (por ejemplo, el carbón animal). Puede llegar a una temperatura máxima de 1200 °C. Su numeración para aunmentar su temperatura depende de 10-10. Para protección y cuidado no se debe tomar la muestra directamente con las manos.

Las reacciones de calcinación pueden incluir disociación térmica, incluyendo la destilación destructiva de los compuestos orgánicos (es decir, calentar un material rico en carbono en ausencia de aire u oxígeno, para producir sólidos, líquidos y gases). Ejemplos de otras reacciones de calcinación son la concentración de alúmina calentando bauxita, cambios de estado polimórficos como la conversión de anatasio en rutilo, y las recristalizaciones térmicas como la desvitrificación del cristal. Se suelen someter a procesos de calcinación materiales como los fosfatos, la alúmina, el carbonato de manganeso, el coque de petróleo y la magnesita marina.

Craqueo catalítico

El término craqueo catalítico o cracking catalítico es un proceso de la refinación del petróleo que consiste en la descomposición química, termal, de los componentes del petróleo en presencia de un catalizador, con el propósito de craquear hidrocarburos pesados cuyo punto de ebullición es igual o superior a los 315 °C, y convertirlos en hidrocarburos livianos de cadena corta cuyo punto de ebullición se encuentra por debajo de los 221 °C. Dichos catalizadores se presentan en forma granular o microesférica. Los catalizadores usualmente se componen por óxido de silicio (SiO₂) y alúmina (Al₂O₃).​ El mineral más comúnmente usado para este fin es la faujasita.​

Enlaces externos

[1] Química la ciencia central (pdf).