Reacciones y ecuaciones químicas

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Índice

||1|| Introducción ||2|| Cambios químicos y físicos ||3|| Las reacciones químicas ||4|| Historia del estudio de las reacciones ||5|| Ecuaciones químicas ||6|| Reacciones de descomposición ||7|| Reacciones de síntesis

||8|| Reacciones de sustitución o desplazamiento ||9|| Reacciones de doble desplazamiento ||10|| Reacciones redox ||11|| Otras clasificaciones reacciones químicas ||R|| Referencias bibliográficas ||E|| Ejercicios resueltos

Portada

1. Introducción

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Natalie fue diagnosticada recientemente con enfisema leve debido al humo de cigarrillo de segunda mano. Ella ha sido referida a Angela, una fisióloga del ejercicio, quien comienza a evaluar la condición de Natalie conectándola a un ECG, un oxímetro de pulso y un manguito de presión arterial. El ECG rastrea el ritmo cardíaco de Natalie, el oxímetro de pulso rastrea los niveles de oxígeno en su sangre, mientras que el manguito de presión arterial determina la presión ejercida por el corazón para bombear su sangre. Natalie luego camina en una cinta de correr para determinar su condición física general. Según los resultados de Natalie, Angela crea un régimen de entrenamiento. Comienzan con ejercicios de baja intensidad que utilizan músculos más pequeños en lugar de músculos más grandes, que requieren más   y pueden reducir una cantidad significativa de   en la sangre. Durante los ejercicios, Angela sigue monitoreando el ritmo cardíaco, el nivel de oxígeno en la sangre y la presión sanguínea de Natalie para asegurarse de que Natalie se ejercite a un nivel que le permita fortalecerse sin descomponer los músculos debido a la falta de oxígeno (Timberlake, 2015).

Los fisiólogos del ejercicio trabajan con atletas, así como con pacientes que han sido diagnosticados con diabetes, enfermedad cardíaca, enfermedad pulmonar u otra discapacidad o enfermedad crónica. A los pacientes que han sido diagnosticados con una de estas enfermedades a menudo se les prescribe ejercicio como una forma de tratamiento, y se los remite a un fisiólogo del ejercicio. El fisiólogo del ejercicio evalúa la salud general del paciente y luego crea un programa de ejercicios personalizado para esa persona. Un programa para un atleta podría enfocarse en reducir el número de lesiones, mientras que un programa para un paciente cardíaco se enfocaría en fortalecer los músculos del corazón. El fisiólogo del ejercicio también supervisa al paciente para mejorar y observa si el ejercicio reduce o revierte la progresión de la enfermedad (Timberlake, 2015).

El ejercicio, los alimentos, el consumo de oxígeno, la emisión de dióxido de carbono y el cambio en la masa muscular están mediados por cambios en la naturaleza misma de las sustancias. Los alimentos son sustancias químicas de alto peso molecular que son transformadas por medio de las reacciones químicas del metabolismo en otras que son útiles para el organismo o descompuestas en energía, produciendo desechos que son expulsados por los pulmones, los riñones o la piel.

1.1 Fritz Haber (9 de diciembre de 1868 - 29 de enero de 1934)

Fue un químico alemán que recibió el Premio Nobel de Química en 1918 por su invención del proceso Haber-Bosch, un método utilizado en la industria para sintetizar amoniaco a partir de gas nitrógeno e hidrógeno. Esta invención es de importancia para la síntesis a gran escala de fertilizantes y explosivos. Se estima que dos tercios de la producción anual de alimentos a nivel mundial utilizan nitrógeno del proceso Haber-Bosch, y que esto sustenta a casi la mitad de la población mundial moderna (Smil, 2001). Haber, junto con Max Born, propuso el ciclo de Born-Haber como método para evaluar la energía reticular de un sólido iónico. Haber también es considerado el "padre de la guerra química" por sus años de trabajo pionero en el desarrollo y armamento del cloro y otros gases venenosos durante la Primera Guerra Mundial, especialmente sus acciones durante la Segunda Batalla de Ypres. Por estas ironías es conocido como “el monstruo que mantiene al mundo alimentado”. 

Haber nació en Breslau (ahora Wrocław, Polonia), Prusia, en una familia judía acomodada, hijo de Siegfried y Paula Haber, primos hermanos que se casaron a pesar de la considerable oposición de sus familias. El padre de Haber, Siegfried, era un conocido comerciante de la ciudad, que había fundado su propio negocio de tintes, pinturas y productos farmacéuticos. Paula experimentó un embarazo difícil y murió tres semanas después del nacimiento de Fritz, dejando a Siegfried devastado y Fritz. al cuidado de varias tías (Stoltzenberg, 2004). 

Cuando nació Fritz, los Habers se habían asimilado hasta cierto punto en la sociedad alemana. Asistió a la escuela primaria en la Johanneum School, una "escuela simultánea" abierta por igual a estudiantes católicos, protestantes y judíos: 12 A los 11 años, fue a la escuela en la escuela clásica St. Elizabeth, en una clase uniforme dividido entre estudiantes protestantes y judíos. Su familia apoyaba a la comunidad judía y continuaba observando muchas tradiciones judías, pero no estaban fuertemente asociadas con la sinagoga. Haber se identificaba fuertemente como alemán, menos como judío (Stoltzenberg, 2004).

Aunque su padre deseaba que fuera aprendiz en la compañía de tintes, Haber obtuvo el permiso de su padre para estudiar química en la Universidad Friedrich Wilhelm en Berlín (hoy la Universidad Humboldt de Berlín), con el director del Instituto de Química, AW Hofmann. Haber se sintió decepcionado por su primer semestre de invierno (1886-1887) en Berlín y acordó asistir a la Universidad de Heidelberg para el semestre de verano de 1887, donde estudió con Robert Bunsen. Luego regresó a Berlín, al Technical College of Charlottenburg (hoy Universidad Técnica de Berlín) (Stoltzenberg, 2004).  

En el verano de 1889, Haber dejó la universidad para realizar un año legalmente requerido de servicio voluntario en el Sexto Regimiento de Artillería de Campaña. [Una vez completado, regresó a Charlottenburg donde se convirtió en estudiante de Carl Liebermann. Además de las conferencias de Liebermann sobre química orgánica, Haber también asistió a conferencias de Otto Witt sobre la tecnología química de los tintes (Stoltzenberg, 2004).

Liebermann asignó a Haber a trabajar en reacciones con piperonal para su tema de tesis, publicado como Ueber einige Derivate des Piperonals (Acerca de unos pocos derivados piperonales) en 1891. Haber recibió su doctorado cum laude de la Universidad Friedrich Wilhelm en mayo de 1891, después de presentar su trabajo a una junta de examinadores de la Universidad de Berlín, ya que Charlottenburg aún no estaba acreditado para otorgar doctorados (Stoltzenberg, 2004).

Con su título, Haber regresó a Breslau para trabajar en el negocio químico de su padre. No se llevaban bien. A través de las conexiones de Siegfried, a Haber se le asignó una serie de aprendizajes prácticos en diferentes empresas químicas, para ganar experiencia. Estos incluyeron Grünwald and Company (una destilería de Budapest), una fábrica austriaca de amoníaco y sodio, y las fábricas de papel y celulosa Feldmühle. Haber se dio cuenta, basándose en estas experiencias, de que necesitaba aprender más sobre los procesos técnicos y convenció a su padre para que le dejara pasar un semestre en el Polytechnic College de Zürich (ahora el Swiss Federal Institute of Technology), estudiando con Georg Lunge. En el otoño de 1892, Haber regresó de nuevo a Breslau para trabajar en la compañía de su padre, pero los dos hombres continuaron enfrentándose y Siegfried finalmente aceptó que no podían trabajar bien juntos (Stoltzenberg, 2004).

Durante su tiempo en la Universidad de Karlsruhe de 1894 a 1911, Haber y su asistente Robert Le Rossignol inventaron el proceso Haber-Bosch, que es la formación catalítica de amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno atmosférico en condiciones de alta temperatura y presión. Este descubrimiento fue una consecuencia directa del principio de Le Châtelier, anunciado en 1884, que establece que cuando un sistema está en equilibrio y uno de los factores que lo afectan cambia, el sistema responderá minimizando el efecto del cambio. Dado que se sabía cómo descomponer el amoníaco en un catalizador a base de níquel, se podría derivar del principio de Le Châtelier de que la reacción se podía revertir para producir amoníaco a alta temperatura y presión (un proceso que Henry Louis Le Châtelier incluso había probado él mismo, pero abandonó después de su técnico casi se suicida, debido a una explosión relacionada con la ingesta de oxígeno). (Stoltzenberg, 2004).

Para desarrollar aún más el proceso de producción de amoníaco a gran escala, Haber recurrió a la industria. Trabajando en equipo con Carl Bosch en BASF, el proceso se amplió con éxito para producir cantidades comerciales de amoníaco. El proceso Haber-Bosch fue un hito en la química industrial. La producción de productos a base de nitrógeno, como fertilizantes y materias primas químicas, que antes dependía de la adquisición de amoníaco de depósitos naturales limitados, ahora se hizo posible utilizando una base abundante y fácilmente disponible: el nitrógeno atmosférico, básicamente más de 75% del aire es nitrógeno. La capacidad de producir cantidades mucho mayores de fertilizantes nitrogenados, a su vez, contribuyó a obtener rendimientos agrícolas mucho mayores y evitó que miles de millones de personas murieran de hambre y aun lo hace (Stoltzenberg, 2004).

El descubrimiento de una nueva forma de producir amoníaco también tuvo otros impactos económicos importantes. Chile había sido un productor importante (y casi único) de depósitos naturales como el nitrato de sodio (caliche). Después de la introducción del proceso Haber, la producción de nitratos extraídos naturalmente en Chile cayó de 2.5 millones de toneladas (empleando a 60.000 trabajadores y vendiéndose a US $ 45 / ton) en 1925 a solo 800.000 toneladas, producidas por 14.133 trabajadores, y vendidas a $ 19 / ton en 1934 (Stoltzenberg, 2004).

La producción mundial anual de fertilizantes nitrogenados sintéticos es actualmente de más de 100 millones de toneladas. La base alimentaria de la mitad de la población mundial actual se basa en el proceso de Haber-Bosch (Stoltzenberg, 2004).

Haber fue galardonado con el Premio Nobel de Química de 1918 por este trabajo (en realidad recibió el premio en 1919). En su discurso de aceptación de ese premio Nobel, Haber comentó: "Puede ser que esta solución no sea la última. Las bacterias del nitrógeno nos enseñan que la naturaleza, con sus formas sofisticadas de la química de la materia viva, todavía comprende y utiliza métodos que nosotros no conocemos como imnitar" (Stoltzenberg, 2004).

Haber también participó activamente en la investigación sobre reacciones de combustión, separación del oro del agua de mar, efectos de adsorción, electroquímica e investigación de radicales. Una gran parte de su trabajo desde 1911 hasta 1933 se realizó en el Instituto Kaiser Wilhelm de Química Física y Electroquímica en Berlín-Dahlem. En 1953, este instituto pasó a llevar su nombre. 

Haber como buen ciudadano alemán se enlistó en la Primera Guerra Mundial con entusiasmo, uniéndose a otros 92 intelectuales alemanes en la firma del Manifiesto de los Noventa y Tres en octubre de 1914. Haber jugó un papel importante en el desarrollo del uso no balístico de la guerra química en la Primera Guerra Mundial, a pesar de la prohibición de su uso en proyectiles por la Convención de La Haya de 1907 (de la que Alemania era signataria). Fue ascendido al rango de capitán y jefe de la Sección de Química en el Ministerio de Guerra poco después de que comenzara la guerra. Además de liderar los equipos que desarrollan cloro gaseoso y otros gases mortales para su uso en la guerra de trincheras, Haber estuvo presente personalmente cuando fue lanzado por primera vez por el ejército alemán en la Segunda Batalla de Ypres (22 de abril al 25 de mayo de 1915) en Bélgica. Haber también ayudó a desarrollar máscaras de gas con filtros adsorbentes que podría proteger contra tales armas. Por esta razón Haber se ha convertido en la base del científico loco por parte la cultura popular moderna, siendo algo irónbico ya que ha salvado más vidas que las que destruyó en la primera guerra mundial. Haber no era malvado per se, simplemente era un alemán patriota que estaba orgulloso de servir a su país durante la Primera Guerra Mundial, por lo que fue condecorado. Incluso el Kaiser le otorgó el rango de capitán, que a Haber se le había negado 25 años antes durante su servicio militar obligatorio (Stoltzenberg, 2004).

Haber recibió muchas críticas por su participación en el desarrollo de armas químicas en la Alemania anterior a la Segunda Guerra Mundial, tanto de sus contemporáneos, especialmente de Albert Einstein quien le retiró su amistad, como de los científicos modernos (Stoltzenberg, 2004).

Al final, la misma patria por la cual el tanto sacrificó, lo sacrificó a el debido al cambio de política con respecto a la población judía “sin importare que como Haber fueran conversos al catolicismo y fueran oficiales condecorados del ejército alemán retirados” debido a la administración Nazi de Adolf Hitler, por lo que fue despojado de todo rango e investidura académica y económica, y se vio forzado a intentar escapar de Alemania. Haber dejó Dahlem en agosto de 1933 y se quedó brevemente en París, España y Suiza. Su salud era extremadamente mala durante estos viajes, y finalmente sufrió fatalmente lo que fue un derrame cerebral o un ataque cardíaco (Stoltzenberg, 2004).
 

2. Cambios químicos y físicos

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El cambio en la naturaleza puede dividirse en dos amplias categorías, los cambios físicos y los cambios químicos. Recordemos que, en general los cambios físicos se distinguen de los químicos en que los primeros no alteran la naturaleza de la materia, por ejemplo, acelerar una pieza de hierro a una velocidad de unos 700 km/h no afecta la composición de los átomos en su interior. 

Figura 2.1. Los cambios químicos involucran alteraciones en la apariencia, propiedades y composición de la materia.

Por el contrario, los cambios químicos si afectan la naturaleza misma de las sustancias. Cuando el hierro reacciona con oxígeno altera su composición dejando de ser una estructura brillante y metálica, para convertirse en un polvo rojo ocre llamado óxido.  Las reacciones químicas son descripciones de estos procesos. Dado que una reacción química es un proceso empírico, es necesario generar un modelo que permita entenderlo, y más aún, controlarlo. 

Figura 2.2. La puerta de Isthar fue una maravilla del mundo antiguo, que dependía de la habilidad de los artesanos para fabricar azulejos, lo cual involucra un cambio químico para generar un material nuevo más valioso que los componentes con que se fabrica..

La civilización humana depende del control de estos procesos químicos para la fabricación de materiales de importancia, como todos los que me permiten escribir este mismo texto. Sin embargo, hay que recalcar que por muy bueno que sea el modelo, este no debe confundirse con el proceso que ocurre en el mundo real. De esta forma deberemos entender dos ideas relacionadas, la reacción química que es un proceso que nunca cambia y que experimentan de igual modo investigadores en cualquier momento histórico, y la ecuación química, que son una serie de símbolos y normas semánticas que nos permiten describir dicho proceso siguiendo una teoría como base, la teoría atómica. 

Cuando se producen cambios químicos, los átomos se reorganizan y la reacción va acompañada de un cambio de energía a medida que se generan nuevos productos. Un ejemplo de un cambio químico es la reacción entre el sodio y el agua para producir hidróxido de sodio e hidrógeno. Se libera tanta energía que el gas de hidrógeno liberado se quema espontáneamente en el aire. Este es un ejemplo de un cambio químico porque los productos finales son químicamente diferentes de las sustancias antes de la reacción química. Los químicos clasifican los cambios químicos en tres clases principales: cambios químicos inorgánicos, cambios químicos orgánicos y cambios bioquímicos.

2.1 Cambios inorgánicos

La química inorgánica describe las reacciones de elementos y compuestos que, en general, no involucran carbono. Los cambios suelen tener lugar en los laboratorios, o en una escala mayor en las industrias pesadas. Los tipos típicos de cambio inorgánico incluyen la neutralización (mezcla de un ácido con una base, que da como resultado agua y sal), oxidación incluida la combustión, y reacciones de óxido-reducción elementales.

2.2 Cambios orgánicos

La química orgánica se refiere a la química del carbono, así como los elementos y compuestos con los que reacciona. Estos compuestos incluyen aceite mineral y todos sus productos. Gran parte de la producción de industrias que fabrican productos farmacéuticos, pinturas, detergentes, cosméticos, combustibles, etc involucran cambios orgánicos. Ejemplos típicos de cambios químicos orgánicos incluyen craquear hidrocarburos pesados en una refinería de petróleo para crear más gasolina a partir del petróleo crudo, ya que la gasolina tiene una mayor demanda que los hidrocarburos más pesados, como los gasóleos residuales. Otras reacciones incluyen, metilación, reacciones de condensación, polimerización, halogenación, etc.

2.3 Cambios bioquímicos

La bioquímica se ocupa de la química del crecimiento y la actividad de los organismos vivos. Es una química en la que la mayoría de las reacciones están controladas por proteínas complejas llamadas enzimas, estando moderadas y limitadas por hormonas. La química es siempre muy compleja y aún no se entiende completamente. La descomposición de material orgánico también está dentro del alcance de la bioquímica, aunque en este caso lo que está involucrado es el crecimiento y la actividad de hongos, bacterias y otros microorganismos. Los tipos típicos de cambio bioquímico incluyen todo el proceso involucrado en la fotosíntesis, un proceso en el cual las plantas transforman el dióxido de carbono y el agua en azúcares y oxígeno, la digestión en la que los organismos utilizan los materiales ricos en energía para crecer y moverse, ciclo de Krebs que libera energía de reservas almacenadas, síntesis de proteínas que permiten a los organismos crecer utilizando procesos controlados por ARN, etc.

2.4 Evidencia de un cambio químico

Lo siguiente puede indicar que ha tenido lugar un cambio químico, aunque esta evidencia no es concluyente:

👉    Cambio de olor

👉    Cambio de color (por ejemplo, de plateado a marrón rojizo cuando se oxida el hierro).

👉   Cambio en la temperatura o la energía, como la producción (exotérmica) o la pérdida (endotérmica) de calor.

👉   Cambio de composición: el papel se convierte en cenizas cuando se quema.

👉    Luz y / o calor emitidos.

👉    Formación de gases, que a menudo aparecen como burbujas en líquidos.

👉   Formación de un precipitado (partículas insolubles).

👉   La descomposición de la materia orgánica (por ejemplo, comida podrida).

👉   El cambio es difícil o imposible de revertir.
 

3. Las reacciones químicas

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Una reacción química es un proceso que conduce a la transformación química de un conjunto de sustancias químicas a otras. 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. 

Figura 3.1. Sodio metálico en gas de cloro y catalizador de agua (YouTube).

La sustancia (o sustancias) inicialmente involucradas en una reacción química se llaman reactivos o reactantes. 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 o intermediarias, 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.

Figura 3.2. Sodio metálico en agua (YouTube).

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).

Figura 3.3. Cambios de acidez con indicador de color de fenolftaleína (YouTube).

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.

4. Historia del estudio de las reacciones

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Antoine Lavoisier desarrolló la teoría de la combustión como una reacción química con oxígeno. 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 (Eliade & Ledesma, 1974). La producción de sustancias químicas que normalmente no se producen en la naturaleza se ha intentado durante mucho tiempo, como la síntesis de ácidos sulfúricos y nítricos atribuidos al controvertido alquimista Jābir ibn Hayyān (Holmyard, 1923). 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 (Sherif, 1980), y el proceso de Haber se desarrolló en 1909-1910 para la síntesis de amoníaco (Modak, 2002).

Figura 4.1. Antoine Lavousier y su esposa Marie.

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 (Banchetti-Robino, 2015; Best, 2015; Smeaton, 1989). 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 dio lugar a 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 (McKie, 1944; Ramberg, 2000). 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.
 

5. Ecuaciones químicas

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Para comunicarse entre sí, los químicos han desarrollado un método estandarizado para representar as reacciones químicas llamado, la ecuación química, la cual se componen de fórmulas químicas y símbolos de condiciones de reacción, las cuales en su conjunto deben resumir un proceso que ocurre en el mundo físico. 

5.1 Especie química

Una especie química es una sustancia con un comportamiento fijo en sus reacciones. Es decir, podemos tener cantidades diferentes obtenidas de lugares, modos y momentos diferentes, pero al ser la misma especie/sustancia compartirán exactamente sus mismas propiedades como el color, el sabor, la densidad, la conductividad y la reactividad entre muchos otros. Una característica primordial es que una especie es una sustancia que se encuentra en estado de pureza cuyas propiedades se manifiestan de manera igual en cualquier porción que se emplee para estudiarlas. 

5.2 Grupos funcionales

Muchas especies diferentes poseen un comportamiento análogo, es decir, presentan un grupo de reacciones similares frente a la acción de un buen número de reactivos. Estas especies químicas se reúnen para su estudio y al analizarlas se ha determinado que generalmente comparten un grupo de elementos enlazados de una manera similar. A esta agrupación atómica común la denominamos grupo funcional. Independientemente de si se trata de sustancias o grupos funcionales, el modelo que de ellos nos hacemos en las ecuaciones químicas se basa en las fórmulas químicas que pueden ser moleculares o estructurales, aunque también se pueden emplear símbolos generales no relacionados con una sustancia en concreto, en este caso generalmente se emplean mayúsculas.  Toda ecuación química intenta ser una representación de la balanza estequiométrica o ley de la conservación de la materia. 

5.3 Balance y producción

La balanza estequiométrica se representa de cuatro formas: 

👉         Igualdad o balance en masa

Se emplea el símbolo de igualdad = únicamente para representar que la masa es constante a un nivel netamente matemático.

👉         Producción irreversible

La flecha simple nos indica la dirección de una reacción química, la cual puede ser produce → que se emplea para reacciones en un solo sentido, típicas de los procesos inorgánicos.

👉         Producción reversible sin equilibrio

Las líneas dobles ⇆ empleadas para representar reacciones reversibles que aún no alcanzan el equilibrio químico.

👉         Producción reversible en equilibrio

Las flechas ⇌ se emplean para reacciones reversibles que han alcanzado un equilibrio químico. 

5.4 Mezclas

El símbolo de suma + sirve para indicar las especies químicas que deben mezclarse para ejecutar la reacción y/o para representar las especies químicas de salida que se desprenden de la reacción, que pueden estar mezcladas inicialmente y separarse posteriormente por diferencias en sus propiedades físicas. 

5.5 Cargas

Otro tipo de símbolos comunes son los de carga, que se dividen en virtuales y iónicos, los virtuales (Fe⁺³) representan los estados de oxidación y se escriben tenuemente o a lápiz sobre el símbolo del elemento, mientras que los iónicos (Fe³⁺) se representan obligatoriamente como un superíndice en los iones permanentes. La carga iónica en un grupo de átomos afecta globalmente al grupo, por ejemplo, el ion sulfato (SO₄^2-) tiene una carga relativa z(SO₄^2-) = -2, pero a su vez cada elemento en el ion tiene su propia carga relativa virtual que aporta a la carga neta del ion z(O) = -2 y z(S) = +6

5.6 Coeficiente estequiométrico o número estequiométrico

Para que la masa se conserve, es común tener que emplear más de una molécula en los reactivos y los productos, para representar más de una molécula por evento de reacción debemos emplear símbolos de cantidad llamados coeficientes o números estequiométricos (v_i). Existen tres formas de representar los coeficientes estequiométricos. 

👉 Símbolo general (v_i), muy compun en textos de fisicoquímica, pero prácticamente ausente en textos de química general.

👉 Mediante símbolos algebraicos, en este caso se emplean minúsculas, y nuevamente, se emplean para representar procesos generales aA + bB → cC + dD. 

👉 Mediante numerales arábigos O₂ + 2H₂ → 2H₂O y es el método que empleamos para igualar la cantidad de átomos a ambos lados del símbolo de la balanza estequimétrica. 

La ley de la conservación de la masa nos determina que la cantidad de átomos a un lado debe ser la misma al otro. 

5.7 Estado de la materia

Los símbolos de estado de materia también pueden ser importantes ya que están asociados a estados energéticos, en este caso se emplean como subíndices al pie de las fórmulas moleculares entre paréntesis, siendo estos: (s) sólidos cristalinos o amorfos, (l) líquidos puros, (g) gases, (aq) mezclas en agua o acuoso y (p) plasma. 

5.8 Flujo de energía

La energía puede ser representada de múltiples formas, una de las más comunes es la calórica. El símbolo de energía calórica se representa con la letra griega delta mayúscula Δ, la cual puede ubicarse como reactivo, como producto o como condición física sobre la flecha. En general la Delta representa calor, para otras formas de energía se pueden emplear otros símbolos, siendo el más general (E) o (ΔH°). 

👉 Si se requiere calor del lado de los reactivos, la reacción es endotérmica

👉 Si se genera calor en el lado de los productos, la reacción es exotérmica.

5.9 Vapores y cristales

Cuando tenemos sustancias en estados acuosos o líquidos que reacción para generar gases o sólidos tenemos reacciones de evaporación o precipitación. Cuando el concepto de la evaporación o la precipitación son importantes y se desea remarcarlo, se emplean los símbolos de precipitación (↓) y evaporación (↑) siempre después de la fórmula molecular. 

5.10 Catalizadores

Los catalizadores son sustancias que intervienen en la reacción pero que no se consumen, se colocan como condición de reacción sobre la flecha. Pueden ser elementos, fórmulas moleculares con indicadores de pureza, o nombres de enzimas que pueden ser solo las siglas. 

Figura 5.1. Normalmente los catalizadores se ubican en la parte superior de la flecha de reacción, lo cual implica que aunque se requieren para que se dé el evento de reacción a una proporción perceptible en el tiempo, esos no son consumidos en cada evento reacción.

hoy en general podemos distinguir dos tipos de catalizadores los catalizadores orgánicos y los catalizadores inorgánicos. Los catalizadores inorgánicos generalmente son metales o sustancias diversas como ácidos, mientras que los catalizadores orgánicos generalmente caen en la categoría de las enzimas. Las enzimas son un tipo de proteína, es decir una sustancia que se forma por la unión o polimerización de aminoácidos al interior de una célula. Son moléculas extremadamente grandes y pesadas, y también poseen un poder catalítico muchas veces más grande que la de los catalizadores inorgánicos, además de ser mucho más específicas para las reacciones que aceleran.

5.11 Otras condiciones físicas

Otras condiciones físicas pueden aparecer en las fórmulas, como la electricidad simbolizada como e^-, la luz, la presión y la temperatura. La luz no tiene un símbolo estándar, así como la presión o la temperatura por lo que se emplean sus valores numéricos con sus unidades asociadas, por ejemplo la luz verde se asocia a rangos entre 495 y 570 nm; para la presión normalmente se emplea la unidad atmósfera, por ejemplo la presión estándar normal es de 1 atm al nivel del mar, aunque se pueden emplear otras unidades; para la temperatura se pueden emplear las unidades °C o K, por ejemplo la congelación del agua en condiciones estándar es a 0°C o 273,15 K. 

5.12 Reacciones acopladas

En ocasiones, especialmente en bioquímica, dos líneas de rutas de reacción pueden combinarse en un paso denominado reacción acoplada, para volver a separarse. Estos pasos de acoplamiento generalmente involucran una ruta principal que se simboliza normalmente y una ruta acoplada que se simbólica con una flecha de produce curvada.

 

Figura 5.2. En las rutas metabólicas es decir el conjunto de reacciones químicas que mantienen vivos a los seres vivos, es muy común tener reacciones acopladas, por lo hoy que si alguna de las sustancias involucradas en él acoplamiento o falta, hoy se genera un bloqueo general de la ruta de reacción.

La deshidrogenación del etanol es una reacción clave en las rutas metabólicas relacionadas con las bebidas alcohólicas.

6. Reacciones de descomposición

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Las reacciones químicas pueden llegar a ser procesos verdaderamente complejos, por lo que los químicos han ideado varias categorías para estudiarlas. Es importante destacar que una reacción química elemental puede ser clasificada en varias categorías de manera simultánea. 

El proceso más simple es del de reacción única en el que hay un cambio químico simple desde los reactivos a los productos. Sin embargo, muchas veces los químicos no pueden llegar al producto deseado en un solo paso, por lo que deben encadenar varias reacciones intermedias para llegar al producto deseado, proceso al que llaman ruta de reacción. En la naturaleza lo más normal es la generación de redes complejas de reacciones, especialmente en los seres vivos donde estas están fuertemente reguladas por catalizadores biológicos llamados enzimas. En el curso de química general nos enfocaremos casi exclusivamente en reacciones de paso único.

La descomposición química, o ruptura química, es el proceso o efecto de simplificar una sola entidad química (molécula normal, producto intermedio de reacción, etc.) en dos o más fragmentos. La descomposición química generalmente se considera y define como exactamente lo contrario de la síntesis química. En resumen, la reacción química en la que se forman dos o más productos a partir de un solo reactivo se denomina reacción de descomposición.

Figura 6.1. Ecuación química idealizada de una descomposición.

Los detalles de un proceso de descomposición no siempre están bien definidos. Sin embargo, generalmente se necesita algo de energía de activación para romper los enlaces involucrados y, como tal, las temperaturas más altas generalmente aceleran la descomposición. La reacción neta puede ser un proceso endotérmico o, en el caso de descomposiciones espontáneas, un proceso exotérmico.

La estabilidad de un compuesto químico eventualmente se ve limitada cuando se expone a condiciones ambientales extremas como el calor, la radiación, la humedad o la acidez de un solvente. Debido a esto, la descomposición química es a menudo una reacción química no deseada. Sin embargo, se puede desear la descomposición química, como en varios procesos de tratamiento de desechos.

Por ejemplo, este método se emplea para varias técnicas analíticas, en particular la espectrometría de masas, el análisis gravimétrico tradicional y el análisis termogravimétrico. Además, las reacciones de descomposición se utilizan hoy en día por otras razones en la producción de una amplia variedad de productos. Uno de ellos es la reacción de descomposición explosiva de la azida de sodio [(NaN₃)₂] en gas nitrógeno (N₂) y sodio (Na). Es este proceso el que impulsa las bolsas de aire que salvan vidas presentes en prácticamente todos los automóviles de hoy.

Las reacciones de descomposición se pueden clasificar generalmente en tres categorías; Reacciones de descomposición térmica, electrolítica y fotolítica. Algunas reacciones son espontáneas, pero las más comunes se desencadenan cuando se su ministra calor al sistema, y por ende se las tiende a denominar como descomposiciones térmicas. A su vez las descomposiciones pueden dividirse en categorías dependiendo de las sustancias que involucran.

6.1 Descomposiciones térmicas.

La descomposición térmica (o termólisis) es una descomposición química causada por el calor. La temperatura de descomposición de una sustancia es la temperatura a la que la sustancia se descompone químicamente. La reacción suele ser endotérmica ya que se requiere calor para romper los enlaces químicos en el compuesto que se descompone. Si la descomposición es lo suficientemente exotérmica, se crea un bucle de retroalimentación positiva que produce una fuga térmica y posiblemente una explosión u otra reacción química.

Hay muchos escenarios en el mundo real que se ven afectados por la degradación térmica. Una de las cosas afectadas son las huellas dactilares. Cuando alguien toca algo, quedan residuos de los dedos. Si los dedos están sudorosos o contienen más aceites, el residuo contiene muchas sustancias químicas. De Paoli y sus colegas realizaron un estudio para probar la degradación térmica de ciertos componentes que se encuentran en las huellas dactilares. Para la exposición al calor, las muestras de aminoácidos y urea comenzaron a degradarse a 100 °C y para el ácido láctico, el proceso de descomposición comenzó alrededor de los 50 °C. Estos componentes son necesarios para realizar más pruebas, por lo que en la disciplina forense, la descomposición de las huellas dactilares es significativa.

Figura 6.2. Descomposición térmica de sustancias orgánicas de C/H

En este caso las sustancias generadas siempre serán agua y dióxido de carbono bajo condiciones de lápiz y papel, sin embargo, las oxidaciones pueden llegar a ser parciales y en consecuencia en la realidad también se genera monóxido de carbono. Las sustancias orgánicas de C/H son literalmente las que mantienen de pie a la civilización moderna, pues básicamente existimos gracias a la energía que quemamos procedente de la refinación del petróleo. las gasolinas por ejemplo son un conjunto de sustancias de C/H que poseen entre 7 y 9 carbonos.

Figura 6.3. Carbonatos XCO3

Generalmente se descomponen en dióxido de carbono/azufre y el óxido/sulfuro metálico análogamente a lo que sucede con las sustancias orgánicas. Lo anterior implica que las descomposiciones térmicas estarán muy ligadas al estado de oxidación del elemento, sin embargo, los sulfitos tienden a tener comportamientos alternativos, generando el metal purificado y trióxido de azufre. Por lo anterior los ejemplos tienden a realizarse con los carbonatos.

Figura 6.4. Nitratos con metales alcalinos. 

Desprende oxígeno molecular y se forma el ion NO₂^-.

Figura 6.5. Nitratos no alcalinos. 

Desprenden tres especies, un óxido metálico que conserva el estado de oxidación del metal en la sal original, dioxógeno molecular y dióxido de nitrógeno.

Figura 6.6. Sales de los iones clorito-clorato. 

Sin importar el estado de oxidación del anión entre cloro y oxígeno, la descomposición genera un cloruro con el metal y dioxígeno molecular.

Figura 6.7. Descomposición térmica de óxidos. 

Se descomponen térmicamente liberando los elementos puros. Los metálicos en general requieren menos energía que los no metálicos. La descomposición térmica del óxido férrico es particularmente importante en la industria ya que es la reacción química que ocurre en las grandes fundiciones, para producir hierro metálico.

6.2 Descomposición electrolítica

En química y fabricación, la electrólisis o descomposición electrolítica es una técnica que utiliza corriente eléctrica continua (CC) para impulsar una reacción química que de otro modo no sería espontánea. La electrólisis es comercialmente importante como etapa en la separación de elementos de fuentes naturales tales como minerales usando una celda electrolítica. El voltaje que se necesita para que ocurra la electrólisis se llama potencial de descomposición. La palabra "lisis" significa separar o romper, por lo que, en términos, electrólisis significaría "descomposición a través de la electricidad". Al igual que la descomposición térmica, la descomposición electrolítica permite separar ciertos metales de sus óxidos constitutivos en la corteza terrestre, y de hecho esta fue la técnica que permitió la purificación de muchos metales alcalinos y alcalinotérreos.

6.3 Descomposiciones fotolíticas

La fotodisociación, fotólisis, fotodescomposición o fotofragmentación es una reacción química en la que los fotones descomponen las moléculas de un compuesto químico. Se define como la interacción de uno o más fotones con una molécula objetivo.

La fotodisociación no se limita a la luz visible necesariamente. Cualquier fotón o cuanto electromagnético con suficiente energía puede afectar los enlaces químicos de un compuesto químico. Dado que la energía de un fotón es inversamente proporcional a su longitud de onda, las radiaciones electromagnéticas con la energía de la luz visible o superior, como la luz ultravioleta, los rayos X y los rayos gamma, pueden inducir tales reacciones.

Las reacciones de fotólisis más importantes son sin duda las que ocurren al interior de los cloroplastos en las plantas, en este caso las clorofilas capturan la energía del sol para llevar a cabo reacciones químicas que rompen la molécula del agua produciendo electrones excitados, hidrógenos ácidos que generan diferenciales de potencial eléctrico al interior de la célula, y oxígeno molecular como material de desecho. Posteriormente los electrones excitados energéticamente y parte de los protones ácidos son capturados por el portador de energía NADP para generar NADPH, una sustancia capaz de impulsar reacciones químicas de síntesis al interior de la célula vegetal.

Figura 6.8. Reacción de descomposición que da inicio el proceso de fotosíntesis. 

7. Reacciones de síntesis

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Son reacciones de adición o combinación, en la que varias especies más simples y de bajo peso molecular se unen para formar una más compleja y de alto peso molecular. 

Figura 7.1. Ecuación química idealizada de una síntesis

Sin embargo, no todas las síntesis son tan elementales, por ejemplo, se puede hacer reaccionar dos óxidos diferentes, uno metálico y otro no metálico para producir una sal, la clave es que el no metal central heredará el estado de oxidación que tenía en su óxido no metálico.

Figura 7.2. Algunas síntesis son altamente espontáneas, por ejemplo las reacciones entre metales y oxígeno, mientras que otras síntesis son altamente improbables o no espontáneas como es el caso de la síntesis del amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno.

Las reacciones de síntesis, especialmente síntesis complejas de materiales que no existen en la naturaleza son lo que distingue a la química como ciencia, de simplemente mezclar cosas al azar y ver qué sale. Como tema de la química, la síntesis química (o combinación) es la ejecución artificial de reacciones químicas para obtener uno o varios productos. Esto ocurre por manipulaciones físicas y químicas que generalmente involucran una o más reacciones. En los usos de laboratorio modernos, el proceso es reproducible y confiable.

Una síntesis química involucra uno o más compuestos (conocidos como reactivos o reactantes) que experimentarán una transformación cuando se sometan a ciertas condiciones. Se pueden aplicar varios tipos de reacción para formular un producto deseado. Esto requiere mezclar los compuestos en un recipiente de reacción, como un reactor químico o un simple matraz de fondo redondo. Muchas reacciones requieren algún tipo de procesamiento ("elaboración") o procedimiento de purificación para aislar el producto final.

7.1 Rendimiento

La cantidad producida por la síntesis química se conoce como el rendimiento de la reacción. Por lo general, los rendimientos se expresan como una masa en gramos (en un entorno de laboratorio) o como un porcentaje de la cantidad teórica total que podría producirse en función del reactivo limitante. Una reacción secundaria es una reacción química no deseada que se produce y reduce el rendimiento deseado. La palabra síntesis fue utilizada por primera vez en un contexto químico por el químico Hermann Kolbe.

7.2 Síntesis multipaso

Existen muchas estrategias en la síntesis química que son más complicadas que simplemente convertir un reactivo A en un producto de reacción B directamente. Para la síntesis de varios pasos, un compuesto químico se sintetiza mediante una serie de reacciones químicas individuales, cada una con su propio proceso. Por ejemplo, una síntesis de laboratorio de paracetamol puede constar de tres partes secuenciales. Para las reacciones en cascada, ocurren múltiples transformaciones químicas dentro de un solo reactivo, para las reacciones de múltiples componentes, hasta 11 reactivos diferentes forman un solo producto de reacción y para una "síntesis telescópica", un reactivo experimenta múltiples transformaciones sin aislamiento de intermediarios.

7.3 Síntesis orgánica

La síntesis orgánica es un tipo especial de síntesis química que se ocupa de la síntesis de compuestos orgánicos. Para la síntesis total de un producto complejo, se pueden requerir múltiples procedimientos en secuencia para sintetizar el producto de interés, lo que requiere una gran cantidad de tiempo. La habilidad en síntesis orgánica es apreciada entre los químicos y la síntesis de compuestos excepcionalmente valiosos o difíciles ha ganado a químicos como Robert Burns Woodward un Premio Nobel de Química. Si una síntesis química parte de compuestos básicos de laboratorio, se considera un proceso puramente sintético. Si parte de un producto aislado de plantas o animales y luego pasa a nuevos compuestos, la síntesis se describe como un proceso semisintético.

7.4 Biosíntesis

En la actualidad un nuevo tipo de síntesis se está haciendo muy común y es la síntesis por ingeniería genética, en ese caso se manipula por ingeniería genética ciertas bacterias fáciles de cultivar en bio reactores, a las cuales se les agregan las enzimas necesarias para la ruta metabólica que sintetiza una sustancia de interés. hoy el chiste de este proceso es que una vez insertado en las bacterias estas van a producir la sustancia de interés a una gran velocidad, bajo costo, y alto rendimiento. esas características se deben a que las bacterias pueden aumentar sus poblaciones a un ritmo exponencial, y el simple hecho de que los catalizadores orgánicos de tipo enzima son mucho más poderosos que cualquier catalizador inorgánico u orgánico simple creado por el ser humano.

8. Reacciones de sustitución o desplazamiento

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Una reacción de sustitución es aquella donde un átomo o planeta en un compuesto químico es sustituido por otro átomo o grupo. 

Figura 8.1. Ecuación química idealizada de una sustitución simple

Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en disolución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reactantes. En las reacciones inorgánicas es más común entenderlas como un desplazamiento, generalmente un metal desplaza la posición de un hidrógeno. En las orgánicas es más bien una transferencia de grupo.

8.1 Regla de la electronegatividad

Un determinado elemento sustituirá a otro si el elemento receptor es más afín al elemento reemplazante. aunque como todo en química, la determinación de la afinidad química es una cuestión experimental, podemos intuir ciertas reglas que nos servirán para la mayoría de los casos simples. Por ejemplo, en las instituciones entre metales e hidrógeno, entre metal-metal o entre no metal – no metal, el elemento expulsado es aquel que posee una mayor electronegatividad. Dado lo anterior, se predice que siempre que tengamos una relación hidrógeno a metal, el hidrógeno siempre será expulsado por sustitución del metal.

Figura 8.2. Al hacer el cálculo de diferencia de electronegatividad en todas las sustancias binarias, ya sea reactantes o productos, nos daremos cuenta de que la sustancia producto siempre tendrá una diferencia de electronegatividad mucho más grande, de la que había en la sustancia producto.

Para la regla anterior debe tener en cuenta que, esta va a ser la dirección espontánea. Sin embargo, en química podemos manipular las condiciones experimentales para que las sustancias puedan reaccionar en el sentido inverso de su dirección espontánea. En tal caso simplemente debemos ver cuál va a ser la carga relativa a la que tienda el elemento que ingresa, por ejemplo, tanto el hidrógeno como los metales tienen una tendencia a adquirir carga positiva cuando se enlaza con un no metal, por lo tanto, si tenemos una reacción como H₂ + ZnCl₂ entonces debemos concluir que el elemento que puede ser reemplazado es el zinc por el hidrógeno ya que ambos van a adquirir carga positiva.

A pesar de que es una regla útil, la regla de la electronegatividad debe emplearse únicamente como último recurso, cuando usted no cuente con acceso a las tablas de regla de actividad.

8.2 Regla de la actividad

La regla de la electronegatividad no siempre es precisa, pues la afinidad en una serie de reactividad es una propiedad química que debe medirse empíricamente. En química, una serie de reactividad (o serie de actividad) es una progresión empírica, calculada y estructuralmente analítica de una serie de metales, ordenados por su "reactividad" de mayor a menor. Se utiliza para resumir información sobre las reacciones de metales con ácidos y agua, reacciones de desplazamiento simple y la extracción de metales de sus minerales. En la serie de reactividad, los metales con mayor propensión a donar sus electrones para reaccionar se enumeran primero, seguidos de los menos reactivos. Por lo tanto, un metal “o catión” más alto en la lista puede desplazar cualquier cosa que esté debajo. Aquí, es una versión condensada de la misma:

K > Na > Ca > Mg > Al > C > Zn > Fe > NH4⁺ > H⁺ > Cu > Ag > Au

La serie de afinidad nos permitirá predecir de manera más precisa lo que sucede en cierto tipo de reacciones aparentemente plausibles. Por ejemplo, la reacción que podríamos plantear teóricamente entre el cobre metálico y el ácido clorhídrico (Cu + HCl →) si usáramos la regla de la electronegatividad diríamos que el cobre al ser menos electronegativo que el hidrógeno desplazaría al hidrógeno para formar hoy cloruro de cobre. Sin embargo, esa reacción en la realidad no puede ocurrir debido a que la afinidad del hidrógeno es mucho más grande que la del cobre y por lo tanto este no puede desplazarlo.

De manera similar, los halógenos con mayor propensión a adquirir electrones son los más reactivos. La serie de actividad de los halógenos es:

F > Cl > Br > I

👉           Reacciones ácido metal: Los metales reaccionan con los ácidos para formar sales y gas hidrógeno. Sin embargo, los metales menos reactivos no pueden desplazar el hidrógeno de los ácidos (Sin embargo, pueden reaccionar con ácidos oxidantes): Zn + 2HCl → H₂ + ZnCl₂.

👉           Reacciones metal más agua: Los metales reaccionan con el agua para formar óxidos metálicos y gas hidrógeno: 2Na(s) + H₂O(l) → Na₂O(aq) + H₂(g) ↑. Si el óxido metálico generado es soluble, entonces se dará rápidamente una reacción secundaria para formar un hidróxido: Na₂O(aq) + H₂O(l)   NaOH(aq) 

👉           Extracción de un metal: El coque o metales más reactivos se utilizan para reducir metales mediante carbono a partir de sus óxidos metálicos, como en la reacción carbotérmica del óxido de zinc (cincita) para producir zinc metálico: ZnO + C → CO +Zn. El uso de aluminio para producir manganeso a partir de dióxido de manganeso: 3MnO₂ + Al → Mn Al₂O₃. El punto es usar un metal menos valioso, pero más activo para extraer un metal mas valioso económicamente pero menos activo.

👉           La reacción de termita: El uso de metales altamente reactivos como agentes reductores conduce a reacciones exotérmicas que funden el metal producido. Esto se utiliza para soldar vías de tren: Fe₂O₃(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(l) + Al₂O₃(s).

👉           La patina de la plata: La plata genera una película de color que se aloja en la superficie del metal durante un período de tiempo debido a la presencia de sulfuro de hidrógeno, lo que lleva a la formación de sulfuro de plata. 4Al + 2H₂S + O₂ → 2 Ag₂S + H₂O.

👉           Extracción de halógenos: El cloro se fabrica industrialmente por el proceso de Deacon. La reacción tiene lugar entre 400 y 450 °C en presencia de una variedad de catalizadores como CuCl₂:   4 HCl + O₂ → 2 Cl₂ + 2 H₂O.

 

9. Reacciones de doble desplazamiento

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Una reacción de metátesis a veces denominada reacción de doble desplazamiento, es un proceso químico que implica el intercambio de enlaces entre dos especies químicas que reaccionan, lo que da como resultado la creación de productos con afiliaciones de enlace similares o idénticas.

Figura 9.1. Ecuación química idealizada de una sustitución doble

La regla del doble desplazamiento va a ser semejante a la que planteamos en el punto anterior. Debemos identificar que elemento o grupo de elementos adquiere cierta carga relativa con respecto a su pareja, ya sea positiva o negativa. Una vez identificado esto, simplemente diremos que el positivo de una molécula se va con el negativo de la molécula pareja y viceversa. aunque es una regla simple nos permitirá predecir fácilmente el resultado de las reacciones de doble desplazamiento.

Figura 9.2. En este caso el hidrógeno en el cloruro de hidrógeno es que entiende a estar en carga positiva, por lo que se va a unir al grupo hidróxido del hidróxido de calcio para producir agua.

Figura 9.3. En este caso el hidrógeno del ácido sulfúrico al tender a ser positivo se va a enlazar al oxígeno del óxido de calcio para producir nuevamente agua, lo cual implica que el grupo sulfato deberá reaccionar con calcio para producir sulfato de calcio.

9.1 Metatesis salina

La metátesis de sal es una técnica común para el intercambio de contraiones, en estos casos dos sales reactivas van a intercambiar sus guiones para formar dos sales producto: NaCl + CaSO₄ → CaCl₂ + Na₂SO₄.

9.2 Neutralización ácido-base

Una reacción de neutralización ocurre cuando un ácido reacciona con la misma cantidad estequiométrica de una base, de forma tal que se completan todos los eventos de reacción sin que quede un reactivo en exceso.  Esto generalmente crea una solución de sal y agua. Por ejemplo, el ácido clorhídrico reacciona con hidróxido de sodio para producir cloruro de sodio y agua: HCl + NaOH → NaCl + H₂O. La reacción entre un ácido y un carbonato o bicarbonato siempre produce ácido carbónico como producto, que se descompone espontáneamente en dióxido de carbono y agua. La liberación de dióxido de carbono gaseoso de la mezcla de reacción hace que la reacción se complete. Por ejemplo, una reacción de "volcán" común en las ferias de ciencias escolar involucra la reacción del ácido acético con bicarbonato de sodio: CH₃COOH + NaHCO₃ → CH₃COONa + CO₂ + H₂O.

10. Reacciones redox

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Reacciones en la que siempre hay dos elementos que cambian sus estados de oxidación al pasar por la reacción química, formando dos semirreacciones. La primera es la semireacciones de reducción en la que una sustancia gana electrones y se hace más negativo (o menos positivo que es lo mismo). 

Figura 10.1. Recuerde que debe cumplirse la ley de la conservación de la carga, por lo que hay cuatro cargas negativas totales en ambos lados de la ecuación, los coeficientes estequiométricos o números grandes a la izquierda de las fórmulas multiplican el valor de la carga.

La otra es la de oxidación en la que una sustancia pierde electrones y se hace más positivo (o menos negativo). El que gana electrones se denomina agente oxidante “elementos cercanos al flúor generalmente” y el que pierde electrones se denomina agente reductor.

Figura 10.2. La representación de la perdida de electrones se manifiesta porque estos salen como producto en una ecuación química.

Las reacciones redox reciben su nombre de la fusión de dos conceptos, la oxidación y la reducción. Redox es un nombre que surge de la fusión de otros dos más conocidos, la oxidación y la reducción. Todos conocemos macroscópicamente que es una oxidación, pues hemos observado como el hierro en contacto con el aire o el agua es oxidado, el producto es el óxido de hierro, una sustancia granular y ocre completamente diferente del hierro metálico. Sin embargo, el concepto de reducción es más complicado y poco intuitivo.

Las reacciones redox siempre requieren de dos especies, un agente oxidante que adquiere los electrones (oxígeno) y un agente reductor que los pierde (hierro). Las reacciones son muy exotérmicas y pueden liberar luz y calor. Esto se debe a que los elementos en su estado de pureza se encuentran en estados de alta energía a pesar de verse (más complejos), la reacción ocurre cuando el producto (trióxido de dihierro) posee un estado de energía menor que el de los reactivos. Se libera mucho calor al universo. Si bien el microsistema se hace más complejo (generando una molécula de óxido de hierro), la entropía del universo aumenta debido a la energía que se ha cedido al universo.

10.1 Clasificación de las reacciones redox

Pero ¿Qué es una oxidación? Recordemos que, el oxígeno es el segundo elemento con mayor electronegatividad en la tabla periódica, por lo que tiene una gran tendencia a atraer sus propios electrones, así como los electrones de cualquier otro elemento que se encuentre cerca de él (excepto por otro átomo de oxígeno y por el átomo del flúor). De allí sabemos que el oxígeno despoja de electrones a los otros átomos, y ese es precisamente el proceso de oxidación.

👉         Oxidación y reducción

La oxidación es un proceso de perdida de electrones, dado que los electrones portan cargas negativas, el elemento oxidado se hace más positivo “Li → Li⁺+e^-”. La reducción es el proceso opuesto, en el cual el elemento gana electrones “O+2e^- → O^2-”., tornándose menos positivo. En general la cantidad de electrones que un elemento cede o capta es igual a alguno de los estados de oxidación. Por ejemplo, todos los metales del grupo 1 poseen estados de oxidación 0 y +1, lo cual implica que solo pueden perder electrones en cantidad de 1. Los elementos del grupo dos tienen estados de oxidación 0 y +2, lo cual implica que solo pueden perder 2 electrones.

👉         Redox

Tanto la reducción como la oxidación ocurren de manera acoplada y casi que simultánea, no puede existir una oxidación sin que ocurra una reducción, tal como cuando alguien da, existe alguien que recibe.

Figura 10.3. Una reacción redox es aquella que surge de la combinación de una reacción de oxidación y una reacción de reducción.

En la reacción anterior tenemos un proceso neto completo, el cual es la suma de dos semireacciones. Los cuatro hierros pueden oxidarse desde el estado de oxidación 0 al estado de oxidación +3, para formar dos cationes hierro(3+) liberando 12 electrones(1-) en el proceso “4Fe → 4Fe³⁺+12e^-”. Por otro lado el oxígeno se reduce pasando del estado de oxidación 0 al estado de oxidación -2 para formar el anión oxido(2-), para lo cual requiere como mínimo 4 electrones. Para que una molécula de dioxígeno se pueda oxidar complemente se necesitan 4 electrones, mientras que un átomo de hierro metálico solo puede liberar como máximo 3 electrones. Al modificar los indicadores moleculares de cada elemento podemos llegar a un estado en que hay 6 electrones liberados por 4 átomos de hierro que son absorbidos por 6 átomos de oxígeno “6 O +12 e^- → 6 O^2-”.

Como puede notarse, en los procesos redox se combinan los conceptos de ionicidad y estados de oxidación, pero es importante no confundirlos, por ejemplo, en la reacción “4Fe+3O₂→ 2Fe₂O₃” el producto posee al hierro y al oxígeno con estados de oxidación diferentes que sus respectivos reactivos, pero no se marca una ionicidad, ya que al formar la molécula del trióxido de dihierro las cargas de los iones respectivos se cancelan.

👉         Sustancias redox

Dependiendo de su función en un proceso redox, cada una de las dos especies químicas involucradas que poseen cambios de estado de oxidación se las puede clasificar como agente oxidante y agente reductor. La regla de oro que siempre debe de tener en cuenta es que, si hay un agente oxidante, siempre hay otro reductor, o en términos más simples, si nota que un elemento ha cambiado de estado de oxidación en una reacción, eso significa que otro elemento también lo ha hecho con una cantidad de cargas proporcional a alguno de sustentados de oxidación y cantidad de átomos.

De esta forma podemos definir a los agentes oxidantes los elementos o compuestos que despojan de electrones a otras sustancias y en el proceso se reducen. El más común es el oxígeno y de allí el nombre, sin embargo, existen otros, como el flúor que es aún más oxidante que el oxígeno. Otros agentes oxidantes son sustancias con alta electronegatividad, como todos los elementos halógenos. Los agentes oxidantes pueden identificarse como compuestos, por ejemplo, el ácido clorhídrico es un agente fuertemente oxidante, pero esta capacidad oxidativa depende de portar un elemento oxidante con alta electronegatividad. El más potente de los agentes oxidantes es el flúor, pero por tal razón raro encontrarlo libre en la atmósfera, tienen a oxidar tanto que se encuentra férreamente unido a los elementos que ha oxidado formando los fluoruros.

Por el contrario, los agentes reductores son los elementos que causan la reducción, en general son donadores de electrones y poseen bajas electronegatividades. Los metales son casi siempre agentes reductores. Debemos recordar que, agente oxidante y agente reductor se adjudica comparando las electronegatividades, pues un mismo elemento puede ser un agente oxidante en algunas reacciones y un agente reductor en otras. Uno de los parámetros que más nos permite predecir es la electronegatividad, aunque existen excepciones.

En la reacción “4Fe+3O₂→ 2Fe₂O₃” el hierro es el agente reductor, donando 12 electrones, que captura el dioxígeno quien es en consecuencia el agente oxidante.

10.2 Reglas para adjudicar los estados de oxidación

Las moléculas elementales son especies formadas por un solo elemento tienden a presentarse en estado de oxidación cero. Inicialmente los gases nobles que están formados por átomos simples, los gases diatómicos presentan el estado de oxidación cero. La razón para señalar tan vehementemente estas reglas, es que muchos estudiantes empiezan a escribir números tabla periódica en mano, adjudicándole al dioxígeno el estado de -2 aun cuando se encuentra en su estado de gas diatómico que debe representarse como estado de oxidación 0, un error muy común que confunde e impide ver el cambio en el estado de oxidación de las reacciones redox.

Los estados de oxidación aparecen cuando tenemos una molécula formada por diferentes elementos. Solo los iones manifiestan los estados de oxidación como cargas reales que deben escribirse obligatoriamente. En las moléculas solo escribimos los estados de oxidación cuando necesitamos saber los estados de oxidación de los elementos en una reacción química.

En una molécula diatómica compuesta por diferentes elementos, el elemento más electronegativo tendrá la carga negativa, y el menos electronegativo la carga positiva. A partir de esta enunciamos reglas más específicas:

El flúor siempre trabaja con un estado de oxidación de -1 a menos que esté formando su gas diatómico.

El oxígeno siempre trabaja con -2 a menos que forme una molécula con flúor, esté formando su gas diatómico, esté formando un peróxido o un super-óxido.

En las sales diatómicas y sus ácidos hídricos correspondientes con halógenos “grupo de flúor” y anfígenos “grupo del oxígeno”, las cuales son generalmente sales, el halógeno o anfígeno trabaja con su MENOR estado de oxidación, que puede ser -2 o -1.

El hidrógeno trabajará con estado de +1, solo si el otro elemento posee mayor electronegatividad. De lo contrario será -1 como en los hidruros.

En compuestos orgánicos el carbono va en estado de oxidación 0.

Los elementos alcalinos como el potasio “K” siempre trabajan con el estado +1 a menos que estén en estado metálico puro.

Los elementos alcalinotérreos siempre trabajan con el estado de oxidación +2, a menos que estén en su estado metálico puro.

En los ácidos ternarios, los hidróxidos y en las sales ternarias, el único elemento con cargas negativas es el oxígeno.

En caso de que el elemento no caiga en las categorías anteriores (generalmente por tener más de un solo número de oxidación) se revisa la carga de la molécula. En moléculas neutras la carga neta es siempre de 0, por lo que se calculan las cargas.

10.3 Oxidaciones y reducciones biológicas

En el metabolismo de todos los seres vivos, los procesos redox tienen una importancia capital, ya que están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración aeróbica. En ambas reacciones existe una cadena transportadora de electrones formada por una serie de complejos enzimáticos, entre los que destacan los citocromos; estos complejos enzimáticos aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) pares de electrones de una manera secuencial, de tal manera que el primero cede electrones al segundo, éste al tercero, etc., hasta un aceptor final que se reduce definitivamente; durante su viaje, los electrones van liberando energía que se aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma de ATP.

Si bien en sentido último todo depende del flujo de electrones, existen métodos holísticos para evaluar el estado de oxidación de una molécula orgánica como un todo y es mediante la presencia de agentes reductores y agentes oxidantes. Una molécula orgánica se oxida cuando pierde agentes reductores, gana agentes oxidantes o es degradada “digerida” a compuestos más simples. De manera opuesta una molécula se reduce cuando gana agentes reductores, pierde agentes oxidantes o su masa se incrementa por adición de cadenas de carbonos. Los agentes reductores más comunes son el hidrógeno y otras cadenas de carbono. Los agentes oxidantes más comunes con el oxígeno y los grupos oxigenados, así como el flúor, el azufre o el nitrógeno. Otros elementos se los puede clasificar como oxidante o reductor según se comporten como hidrógeno u oxígeno. Por ejemplo, los metales son agentes reductores porque se comportan como el hidrógeno y los halógenos/anfígenos restantes son agentes oxidantes al ser análogos al oxígeno o al flúor.

10.4 Combustión

La combustión es una reacción química de reducción-oxidación, en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de energía, en forma de calor y luz, manifestándose visualmente como fuego. En toda combustión existe un elemento que arde (combustible) y otro que produce la combustión (comburente), generalmente oxígeno en forma de dioxígeno gaseoso. Los explosivos tienen oxígeno ligado químicamente, por lo que no necesitan el oxígeno del aire para realizar la combustión.

Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. En una reacción completa todos los elementos tienen el mayor estado de oxidación. Los productos que se forman son el dióxido de carbono (CO₂) y el agua, el dióxido de azufre (SO₂) (si el combustible contiene azufre) y pueden aparecer óxidos de nitrógeno (NO_x), dependiendo de la temperatura y la cantidad de oxígeno en la reacción.

10.5 Consecuencias

En los metales una consecuencia muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo, dado que los materiales adquieren o modifican sus propiedades según a los agentes que estén expuestos, y como actúen sobre ellos. Combinando las reacciones de oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica se consiguen las pilas electroquímicas. Estas reacciones pueden aprovecharse para evitar fenómenos de corrosión no deseados mediante la técnica del ánodo de sacrificio y para la obtención de corriente eléctrica continua.

10.6 Efectos en la corteza del planeta

Por lo general en un planeta desprovisto de vida todos los gases altamente oxidantes como el difluor y el dioxígeno reaccionan con los metales y no metales presentes, precipitando en forma de minerales o permaneciendo como atmósferas débilmente oxidantes. El dioxígeno libre en la atmósfera es una anormalidad en el universo, y en nuestro planeta Tierra se presenta principalmente porque en la fotosíntesis del tipo II los seres vivos se encargan de oxidar la molécula de agua, generando iones protio(1+) para generar un potencial electro-osmótico, y liberan el dioxígeno gaseoso como gas de desecho. Sin embargo, una vez liberado, el dioxígeno gaseoso es tan reactivo como lo dice la teoría, y esa es precisamente la razón por la cual en nuestra atmósfera podemos hacer fogatas, es el dioxígeno liberado en la atmósfera lo que permite la combustión, así como otros procesos oxidantes como el embolismo aeróbico.

10.7 Identificando reacciones redox

El procedimiento es muy simple una vez se tienen las habilidades de escribir correctamente los estados de oxidación de los elementos dentro de cualquier molécula. Primero, se debe escribir el estado de oxidación de todos los elementos involucrados en la reacción química. La reacción será redox si encuentras al menos un elemento, ya que forzosamente eso implica que hay al menos dos elementos que cambian de estado de oxidación. SIEMPRE deben ser 2, si hay más de dos elementos cambiando de estado de oxidación es probable que la reacción esté mal planteada.

11. Otras clasificaciones reacciones químicas

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11.1 Tipos de reacciones por flujo de energía

Cuando observamos ciertas reacciones químicas, podemos comprobar que no solo hay una transformación en la naturaleza química de la especie reactante, también hay un cambio energético. Por ejemplo, reacciones como la del gas del cloro y el sodio metálico son evidentemente explosivas, y no falta ser un genio para señalar que liberan grandes cantidades de energía. Otras reacciones como la electrolisis del agua, para producir gas de oxígeno y de hidrógeno requiere invertir una gran cantidad de energía, en este caso se da una absorción energética.

De esto podemos desprender una clasificación de las reacciones en torno a sus necesidades energéticas. Las reacciones exergónicas son aquellas que liberan energía, ya sea en forma de luz, calor, electricidad o combinaciones de las anteriores y otras más. Las reacciones endergónicas son aquellas que absorben energía, ya sea calor, electricidad o luz. 

A parte de esto, si tomamos las leyes cero y segunda de la termodinámica podemos decir que, dado que la energía tiende a dispersarse con el tiempo, y que las reacciones exergónicas hacen precisamente eso, podemos concluir que las reacciones exergónicas tenderán a ser espontáneas, se producen naturalmente con más facilidad ya que tienen a cumplir con más fluidez las leyes cero y segunda de la termodinámica. Las reacciones endergónicas por otra parte, tienden a acumular energía, y aunque generalmente no son imposibles, si requieren de ciertas condiciones para darse, en especial se requiere un donante de energía externo al sistema químico. A este tipo de reacciones las denominamos generalmente no espontáneas. 

De lo anterior obtenemos generalmente una relación directa: Las reacciones exergónicas son generalmente reacciones espontaneas; mientras que las reacciones endergónicas son generalmente reacciones no espontáneas. Cuando se realiza el balanceo en una reacción química, no solo debe hacerse el balanceo de masas y balanceo de cargas, también debe realizarse el balanceo energético.

Ahora bien, dependiendo del tipo de energía, las reacciones exergónicas y endergónicas pueden reclasificarse. En ese sentido lo más común es emplear las energías térmica y lumínica. De esta manera emergen las categorías de exotérmicas y endotérmicas según liberan o absorben calor; o exolumínicas y endolumínicas según emiten o absorben luz.

11.2 Tipos de reacciones por reversibilidad

Las reacciones químicas completas cuando todo el reactivo es convertido al producto (o al menos infinitesimalmente). En este caso, debemos escribir un signo = o mejor “y de hecho infinitamente más común” una flecha →, en el sentido en que se da la trasformación, con la punta indicando la generación de los productos de la reacción. En ellas los productos reactantes se van consumiendo hasta que desaparece alguna de las especies químicas a un nivel infinitesimal. Hay reacciones que se detienen antes de que todo el reactante se haya consumido y convertido en la especie química producto. La paralización del proceso químico es meramente aparente; sucede que los productos resultantes, a medida que se forman, reaccionan entre sí para regenerar el reactivo de partida.

Figura 11.1. La notación de doble flecha con punta incompleta de una reacción reversible en equilibrio (a) resume dos procesos que se dan de manera simultánea (b, c). Se dan entonces dos reacciones independientes, simultáneamente, pero en sentido inverso. En las reacciones reversibles se alcanza un estado en el cual la conversión entre las reacciones opuestas se equilibra, generando un estado de aparente estabilidad.  A esta condición se la denomina equilibrio. Alcanzado el equilibrio en una reacción química, las masas aparentes de reactivos y productos no cambia a través del tiempo.

Ahora teniendo claro lo anterior, es posible clasificar las reacciones químicas en reversibles o irreversibles. Las reacciones reversibles son aquellas que tienden a establecer equilibrios químicos entre productos y reactivos, lo cual trae como consecuencia directa que jamás se consume todo el reactivo, pues este es regenerado por la reacción en reversa. Las reacciones irreversibles por otro lado solo poseen un sentido y en consecuencia es posible consumir la totalidad del reactivo.

11.3 Reacciones ácido base

Las reacciones ácido base son un poco difíciles de explicar, en el sentido de que hay al menos dos teorías ácido-base de uso común, sin embargo, nos restringiremos exclusivamente a la más simple y con mayor repercusión en otras áreas de la ciencia como la bioquímica y la biología, es decir, la teoría de Bronsted-Lowry. En estas reacciones los ácidos se definen como toda sustancia que aumenta la cantidad de iones protio(1+) en un sistema acuoso, mientras que una base será toda sustancia que disminuye la cantidad de iones protio(1+) en el sistema. Los iones hidroxilo(1-) pueden ser base, pero otras como el azano “vulgarmente llamado amoniaco” también pueden serlo. En ambos casos se captura un ion protio(1+) transformando al ion  hidroxilo(1-) en agua o al azano en azanio “antes conocido como ion amonio”.

En la teoría de ácidos y bases de Lewis, la acidez se define como una afinidad para atraer electrones o a unirse a zonas donde hay electrones sin capturarlos. Esto implica que todo agente oxidante es un ácido de Lewis, pero también lo serán las sustancias que magnéticamente sean atraídas por zonas negativas, lo cual a su vez implica que todo catión “sustancia cargada positivamente” es un ácido de Lewis. Las bases de Lewis serán entonces sustancias que tienden a donar electrones, como los metales. Bajo esta perspectiva el indicador universal de acidez en la teoría de Bronsted-Lowry que es el ion protio(1+) es un ácido de Lewis al poseer carga positiva y ser atraído por zonas de carga negativa.
 

Referencias bibliográficas

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Ejercicios resueltos

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