7MO TEO QOI

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“Cada transformación química implica un CAMBIO EN LA CONECTIVIDAD de los átomos. Se 
rompen algunos enlaces y se forman otros nuevos. La química orgánica no sólo se interesa 
por los REACTIVOS y los PRODUCTOS de una reacción sino también por los detalles, 
especialmente el ORDEN DE LOS PROCESOS DE RUPTURA Y FORMACIÓN DE ENLACES. También se 
interesa por el estudio de las VELOCIDADES DE REACCIÓN e investiga cómo varían la 
velocidad y los producto se en función de las condiciones experimentales. Además 
explora los CAMBIOS ESTEREOQUÍMICOS que ocurren durante la reacción. A partir de 
observaciones como éstas, se postulan los detalles del proceso que siguen los reactivos 
durante su transformación en productos. Este proceso se llama MECANISMO DE LA 
REACCIÓN”. 
 
Las reacciones en química orgánica pueden 
organizarse de dos maneras dependiendo de qué 
clase de reacciones ocurren y como ocurren las 
mismas. Existen 4 clases de reacciones orgánicas y 
estas son: 
 
Reacciones de adición 
En LAS REACCIONES DE ADICIÓN → dos reactivos se unen para formar un solo compuesto sin 
dejar átomos sobrantes. 
 
Un ejemplo de adición son los alquenos → como el etileno → reaccionan con ácido 
bromhídrico o bromuro de hidrógeno → para producir halogenuros o haluros de alquilo. 
El etileno tiene dos carbonos sp2 → en el producto, el bromoetano → los dos carbonos 
tienen hibridación sp3 → los reactivos están totalmente integrados en el producto final de 
la reacción. 
 
 
Mecanismos de reacción 
7° T E O R I C O 
Clasificación de reacciones según el tipo de transformación 
Reacciones de eliminación 
Las REACCIONES DE ELIMINACIÓN → son opuestas a las de adición → las eliminaciones 
ocurren cuando un único reactivo se escinde o divide en dos productos. 
 
Un ejemplo de reacción de eliminación → los halogenuros de alquilo (en este caso, el 
bromoetano) → se escinde con facilidad devolviendo una sal y un alqueno cuando se los 
trata con una base (en este caso hidróxido de potasio). ES LO OPUESTO A LA REACCIÓN DE 
ADICIÓN → en el caso del bromo etano, los dos carbonos tienen hibridación sp3; y en el 
producto de reacción, el etileno, los dos carbonos tienen hibridación sp2. 
Reacciones de sustitución 
Las REACCIONES DE SUSTITUCIÓN → ocurren cuando dos reactivos intercambian partes para 
formar a los productos. 
 
Un ejemplo de una reacción de sustitución son los alcanos, en este caso el metano → 
reacciona con cloro gaseoso en presencia de radiación ultravioleta → para producir 
halogenuros de alquilo. 
Un átomo de cloro de la molécula de cloro sustituye al hidrógeno del metano → y resultan 
dos nuevos productos → el clorometano (halogenuro de alquilo) y cloruro de hidrógeno. 
 
Reacciones de transposición o reordenamiento 
Las REACCIONES DE TRANSPOSICIÓN O REORDENAMIENTO → ocurren cuando un reactivo único 
experimenta una reorganización de sus enlaces de átomos para generar un único 
producto isomérico → que EN GENERAL SE CONSIDERA QUE ES MÁS ESTABLE. 
 
Un ejemplo de reacción de transposición o reordenamiento es el que ocurre cuando el 
alqueno 1-buteno se convierte en su isómero constitucional → el 2-buteno → por 
tratamiento con un catalizador ácido. 
 
 
 
Las reacciones orgánicas también pueden ser clasificadas por la forma en la que se 
rompen y forman los enlaces → existen solo dos formas en que se puede romper un enlace 
covalente. 
Homolíticas 
Los enlaces covalentes se rompen de una manera electrónicamente simétrica → en cada 
fragmento producido queda un electrón. 
 
La ruptura simétrica es un proceso homolítico característico de las reacciones radicalarias. 
En las rupturas homolíticas el movimiento de uno solo de los electrones se indica con una 
flecha de tipo anzuelo → tiene una media punta. 
 
Clasificación de reacciones por la forma en 
que se rompen y forman los enlaces 
Heterolíticas 
Los enlaces covalentes se rompen de una manera electrónicamente asimétrica → ambos 
electrones de un enlace quedan en uno solo de los fragmentos producidos → dejando al 
otro fragmento con un orbital vacío. 
 
La ruptura asimétrica es un proceso heterolítico característico de las reacciones polares. 
Cuando se mueve un par de electrones en las estructuras heterolíticas → el extremo de la 
flecha está completo. 
 
A la inversa → existen solo dos formas en las cuales puede establecerse un enlace 
covalente de dos electrones. 
Homogénicas 
Se establece el enlace covalente de modo electrónicamente simétrico → cada reactivo 
aporta un electrón al nuevo enlace. 
 
En la formación homogénica de enlace → participa un electrón de cada uno de los dos 
fragmentos que van a unirse → por lo tanto, se utiliza la flecha de media punta (anzuelo). 
Los procesos que implican la ruptura y formación de enlaces de modo simétrico se llaman 
→ reacciones por radicales o reacciones radicalarias. Un radical es una especie que 
contiene un número impar de electrones de valencia → por lo tanto, contiene un electrón 
no apareado en uno de sus orbitales. 
 
Heterogénicas 
Se establece el enlace covalente de modo electrónicamente asimétrico → un reactivo 
aporta los dos electrones para el nuevo enlace. 
 
En la formación heterogénica de enlace → el aporte de electrones lo hace solamente 
uno de los fragmentos que van a unirse → la flecha utilizada es de punta completa. 
Los procesos que implican la ruptura y formación de enlaces de modo asimétrico se 
llaman → reacciones polares → en estas siempre participan especies que contienen un 
número par de electrones de valencia → por lo tanto, solo tienen pares electrónicos en sus 
orbitales. Los procesos polares son los tipos de reacción más comunes en química 
orgánica. 
 
 
Se debe pensar en el mecanismo → sabiendo que este es una descripción detallada del 
proceso de la reacción. El conocimiento del mecanismo de reacción → permite prever los 
productos y modificar las condiciones experimentales. 
 
Para poder entender la naturaleza de las reacciones orgánicas hay que comprender tres 
aspectos de la reacción: el MECANISMO, la TERMODINÁMICA y la CINÉTICA. 
a) El MECANISMO es la descripción completa del proceso de ruptura y formación de 
enlaces que ocurren en la reacción. El mecanismo de la reacción permite explicar la 
transformación de los reactivos en los productos. 
 
b) La TERMODINÁMICA es el estudio de los cambios de energía que acompañan a la 
reacción. Permite comparar la estabilidad de los reactivos y de los productos y por 
tanto saber si el equilibrio estará orientado hacia la formación de productos o de 
reactivos. 
 
 
c) La CINÉTICA es el estudio de la velocidad de la reacción. 
 
¿Cómo ocurren las reacciones orgánicas? 
Las reacciones por radicales no son tan comunes como las polares; son importantes en 
procesos industriales. 
Si bien la mayoría de los radicales son eléctricamente neutros → son usualmente muy 
reactivos debido a que contienen un número impar de electrones en su capa más 
externa → en lugar de una configuración de gas noble (octeto). 
Los radicales pueden adquirir esta configuración de varias maneras: 
 Un radical puede sustraer un átomo de otra molécula dejando un nuevo radical → el 
resultado neto es una reacción de sustitución por radicales con liberación de un 
radical producto. 
 
 
 Un radical reactivo puede unirse a un alqueno → tomando un electrón del doble 
enlace del alqueno y produciendo un nuevo radical → el resultado neto es una 
reacción de adición por radicales. 
 
 
Ejemplo de reacción radicalaria 
Como ejemplo de reacción radicalaria se puede estudiar la cloración del metano → es 
una reacción por sustitución por radicales. 
 
Aunque los alcanos son inertes a la mayoría de los reactivos → reaccionan fácilmente con 
cloro para formar alcanos clorados como productos. 
Las reacciones de sustitución por radicales normalmente incluyen 3 etapas 
 Etapa de iniciación → en ella ocurre la produccióninicial de radicales → el enlace 
cloro-cloro relativamete débil se rompe homolíticamente por radiación ultravioleta→ 
para producir dos radicales cloro reactivos que luego prosiguen la reacción. 
 
Reacciones radicalarias 
 Etapa de propagación → los radicales experimentan reacciones de sustitución → 
cuando un radical cloro altamente reactivo choca con una molécula de metano → 
sustrae un átomo para producir cloruro de hidrógeno y un radical metilo → el radical 
metilo reacciona, posteriormente, con una molécula de cloro (en otro paso de 
sustitución) para formar clorometano y un radical cloro como nuevos productos. EL 
RADICAL CLORO VUELVE A INICIAR EL CICLO EN EL PRIMER PASO DE PROPAGACIÓN. 
 
Una vez iniciada la secuencia → se transforma en un ciclo auto-sostenido en que se 
repiten los pasos a y b → de modo que el proceso global es una REACCIÓN EN CADENA. 
 
 Etapa de terminación → en la etapa de terminación, la cadena de reacción se 
rompe → ocasionalmente dos radicales pueden chocar entre sí y combinarse para 
formar un producto estable → en lo que constituye un paso o etapa de terminación 
→ cuando esto sucede SE ROMPE EL CICLO DE REACCIÓN → y termina la cadena. 
 
Dos radicales cloro forman una molécula de cloro; un 
radical cloro con metilo → cloruro de metilo; radical metilo 
con radical metilo → forma etano. 
t 
Tal espacio de terminación se presenta con poca frecuencia → debido a que la 
concentración de radicales en la reacción, en un momento dado, es pequeña → 
entonces la probabilidad de que dos radicales choquen entre sí también es pequeña. 
La reacción puede continuar generando el producto DICLORADO, el TRICLORADO e incluso 
el producto TETRACLORADO. 
 
La aclaración de alcanos no es en general una reacción útil → debido a que la mayoría 
de los alcanos (excepto metano y etano) contienen varios tipos de hidrógeno → y en tales 
casos, se forman mezclas de productos clorados. 
 
 
Las reacciones polares son el resultado de las fuerzas de atracción entre cargas o 
densidades de carga positivas y negativas en las moléculas. Si bien la mayoría de las 
moléculas orgánicas son eléctricamente neutras (carecen de carga neta positiva o 
negativa) → algunos enlaces específicos, particularmente los enlaces de grupos 
funcionales, son polares. LA POLARIDAD DE UN ENLACE ES UNA CONSECUENCIA DE LA 
DISTRIBUCIÓN ASIMÉTRICA DE LA DENSIDAD ELECTRÓNICA EN EL ENLACE → Y SE DEBE A LA 
ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ÁTOMOS IMPLICADOS EN LA UNIÓN. 
Átomos como nitrógeno, oxígeno, flúor, bromo y cloro → son más electronegativos que el 
carbono → así, un átomo de carbono unido a cualquiera de éstos → tiene densidad de 
carga positiva → o lo que se conoce también con el nombre de CARGA PARCIAL 
POSITIVA. En esta unión → el átomo electronegativo tiene una ligera densidad de carga 
negativa. 
 
Mapa de potencial electroestático para el clorometano → zona azul que corresponde al 
carbono unido a los 3 hidrógenos (zona de densidad de carga positiva); zona roja → 
corresponde al átomo de cloro (podría ser cualquiera de los átomos electronegativos ya 
mencionados), es una zona de alta densidad de carga negativa. 
Grupos funcionales de la tabla → en el caso de los alcoholes el enlace es polar; lo mismo 
ocurre en un carbonilo, el doble enlace C=O es polar. Todas las moléculas presentes en la 
tabla presentan enlaces polares. 
Reacciones polares 
 
Otras familias de compuestos como éteres, trioles, nitrilos, ésteres y cetonas → también 
presentan polaridad de enlaces → en todos los casos, en los átomos electronegativos se 
deposita una densidad de carga negativa por la electronegatividad de estos átomos con 
respecto al carbono al que están unidos. En todos los casos → los carbonos aparecen con 
un diferencial de carga positiva. 
A la inversa → los elementos metálicos son menos electronegativos que el carbono → un 
átomo de carbono unido a un metal → posee entonces una densidad de carga o una 
carga parcial negativa → y en esta unión, el metal es quien tiene la densidad de carga o 
carga parcial positiva. 
En el mapa de potencial electroestático del metil litio → se observa como cambió la 
distribución de los colores → ahora el carbono unido a los hidrógenos tiene la densidad de 
carga negativa (aparece en rojo); mientras que el metal tiene la densidad de carga 
positiva (aparece en azul). 
 
 
A medida que el campo eléctrico que rodea a un átomo o molécula se modifica como 
consecuencia de interacciones cambiantes con los solventes o con otros reactivos 
polares, la distribución electrónica alrededor de ese átomo o molécula también cambia. 
Esta respuesta a una influencia externa se conoce como polarizabilidad. 
Los enlaces polares también pueden resultar de la interacción de grupos funcionales con 
solventes o con ácidos → por ejemplo, la polaridad del enlace C-O en el metanol → se 
incrementa en gran medida por preparación. 
Mirando el mapa de potencial electroestático 
para el metanol → se observa que el átomo de 
carbono es algo deficiente en electrones debido 
a que el oxígeno electronegativo atrae los 
Polarizabilidad 
RECORDAR → la 
electronegatividad 
se va transmitiendo 
a través de los 
enlaces sigma. 
electrones del enlace carbono-oxígeno. Sin embargo → en el catión del metanol → una 
carga positiva completa en el oxígeno atrae fuertemente los electrones de ese enlace C-
O → y hace al carbono mucho más deficiente en electrones → por eso se lo ve 
sombreado en azul. 
Otra consideración en la polarizabilidad de un átomo → a medida que el campo 
eléctrico que rodea a un átomo se modifica a causa de las interacciones cambiantes con 
el solvente o con otros reactivos polares → la distribución electrónica alrededor de ese 
átomo también cambia. 
Los átomos grandes con electrones retenidos menos fuertemente son más polarizables 
que los átomos pequeños con electrones fuertemente retenidos. ASÍ EL IODO ES MUCHO 
MÁS POLARIZABLE QUE EL FLÚOR → esto significa que el enlace C-I aunque es 
eléctricamente simétrico en cuando a la electronegatividad del átomo de carbono y del 
átomo de iodo → puede reaccionar como si fuese polar. 
 
Dado que cargas opuestas se atraen → la característica fundamental de todas las 
reacciones orgánicas polares es que los sitios ricos en electrones de algunas moléculas → 
reaccionan con sitios deficientes de electrones de otras moléculas. Los enlaces se forman 
cuando los reactivos ricos en electrones donan un par al reactivo deficiente en electrones. 
El movimiento del par electrónico normalmente se indica utilizando flechas curvas. 
Durante una reacción química un par de electrones se desplaxa del átomo rico en 
electornes hacia el átomo deficiente en ellos. 
 Nucleófilo (Nu-) → reactivo o especia que tiene afinidad por los núcleos, que es rico 
en electrones, y puede formar enlaces donando un par de electrones a un sitio 
deficiente en ellos. Los nucleófilos pueden ser neutros o tener carga negativa. 
 
 Electrófilo (E+) → reactivo o especie que tiene afinidad por los electrones, tiene sitios 
deficientes de electrones y puede formar un enlace aceptando un par de electrones 
del nucleófilo. Los electrófilos pueden ser neutros o tener carga positiva. 
 
 
 
Mapas de potencial 
electroestáticos de algunos 
nucleófilos y electrófilos. 
Primera fila → nucleófilos → 
reactivos ricos en electrones. Los 
nucleofilos con carga neta 
negativa se encuentran 
completamente sombreados en 
rojo. 
Fila de abajo → electrófilos → 
reactivos deficientes en 
electrones. El electrófilo con 
carga neta negativa se encuentra completamente sombreado en azul; en el compuesto 
del medio → el carbono del bromo-metano es deficiente electrónicamente debido a la 
electronegatividad del bromo; y en el caso del carbonilo → es deficiente debido a la 
presencia del oxígeno. 
Listado de electrófilos y nucleófilos 
comunes. 
Existe una correlación entre 
electrofiliay nucleofilia y acidez y 
basicidad de Lewis: 
 Las bases de Lewis son donores 
de electrones y usualmente se 
comportan como nucleófilos. 
 
 Los ácidos de Lewis son 
aceptores de electrones y 
usualmente se comportan 
como electrófilos. 
 
En estos dos ejemplos → los metales centrales tienen 6 electrones en el nivel de valencia y 
les faltan dos electrones para completar su octeto → por eso se comportan como 
electrófilos. 
 
 
Se puede proponer como mecanismo de una reacción 
polar → la adición de HBr (g) al propeno. La molécula de 
propeno → posee un doble enlace → es una molécula rica 
en electrones → puede comportarse como nucleófilo. 
Mientras que, si se mira el mapa de potencial 
electroestático del bromuro de hidrógeno → en el átomo de 
bromo se concentra la densidad de carga negativa y en el 
átomo de hidrógeno la densidad de carga positiva → el 
hidrógeno, o el protón del bromuro de hidrógeno, se 
comportará como electrófilo. LOS ELECTRONES SERÁN 
DONADOS POR EL ALQUENO PARA FORMAR UNA UNIÓN CON EL 
PROTÓN. 
1. Los electrones π atacan al HBr → se forma un enlace 
C-H. La especie intermediaria que se obtiene es lo que 
se conoce como catión intermediario → en este caso, 
por estar la carga positiva indicada sobre un carbono 
→ se lo denomina carbocatión. El metilo resaltado es el metilo en el que se unió el 
protón → al llevarse el par de electrones la unión C-H → el carbono central queda 
deficitario en electrones. SI SE CUENTAN LOS ELECTRONES DE VALENCIA QUE POSEE EL 
CARBONO EN ESE MOMENTO → SE VE QUE SON 3, Y EL CARBONO DEBE TENER 4 EN EL NIVEL DE 
VALENCIA → COMO LE FALTA UN ELECTRON →EL BALANCE DE CARGA FORMAL ES POSITIVO. 
 
2. El Br- cede un par de electrones al C y se forma un enlace C-Br. 
En la etapa rápida de la reacción → el bromuro, que es el contraión, va a 
atacar al carbocatión positivo y habrá la donación de electrones desde el 
nucleófilo hacia el centro deficitario de electrones → para obtener el 2-
bromopropano como producto final de la reacción. 
 
 
 
Ciertas reacciones químicas pueden expresarse como proceso de equilibrio → los 
reactivos pueden reaccionar para formar productos; y los productos pueden 
interconvertirse en los reactivos. 
La posición de un equilibrio químico se expresa por medio de una ecuación en la que la 
constante de equilibrio es igual a las concentraciones de los productos multiplicadas entre 
sí divididas por las concentraciones de los reactivos multiplicadas entre sí. 
 
Mecanismo de una reacción polar 
Descripción de una reacción 
La constante de equilibrio indica hacia qué lado está desplazada energéticamente la 
reacción: 
 Keq > 1 → hay mayor concentración de productos en el equilibrio (los productos son 
más estables). Reacción procede de izquierda a derecha. 
 
 Keq < 1 → hay mayor concentración de reactivos en el equilibrio (los reactivos son 
más estables). Reacción se produce a la inversa → de derecha a izquierda. 
 
Para la reacción de adición de 
bromuro de hidrógeno al etileno 
→ se puede escribir la expresión 
de equilibrio y determinar 
experimentalmente que la keq 
a temperatura ambiente es de 
aproximadamente 7,1x107. 
Puesto que la constante de 
equilibrio es relativamente 
grande → la reacción procede de reactivos a productos → y más del 99% de todas las 
moléculas de etileno → se convierten en bromoetano. 
No existe una reacción en la que todas las moléculas reaccionen → sin embargo, para 
fines prácticos → se considerará que constantes de equilibrio mayores a 103 indican 
reacciones completas → dado que la cantidad de reactivo que queda sin reaccionar 
rara vez es detectable. 
¿qué determina el sentido en el que ocurre una reacción? Para que una reacción tenga 
una constante de equilibrio favorable y proceda como está escrita → el nivel de energía 
de los productos debe ser menor al nivel de energía de los reactivos; O SEA, SE DEBE 
LIBERAR ENERGÍA AL MEDIO. 
El cambio en la energía total durante una reacción → se denomina CAMBIO DE ENERGÍA 
LIBRE ESTÁNDAR (ΔG°). Para que una reacción sea favorable → o sea que ocurra como 
está escrita → el ΔG° debe tener un valor negativo → lo cual significa que la energía se 
libera hacia el entorno. 
En el caso de una reacción desfavorable → que ocurre en el sentido contrario al que está 
escrita → ΔG° tiene un valor positivo → lo cual significa que absorbe energía del medio. 
La constante de equilibrio con el cambio de energía → mide cuanto es favorecida o 
desfavorecida una reacción → y están relacionadas mediante una ecuación: 
 
 
Diagramas energéticos en función del avance de la reacción. 
ΔG° = energía libre de los productos – energía libre de los reactivos 
 DIAGRAMA DE LA IZQUIERDA → se observa que el nivel de energía de los reactivos es más 
alto que el de los productos. Esta reacción es exergónica, el ΔG° es negativo, la keq > 
1 → la reacción ocurre en la forma en que estaba inicialmente escrita. 
 
 DIAGRAMA DE LA DERECHA → los reactivos tienen menor energía que los productos → se 
trata de una reacción endergónica → absorbe energía del entorno; el ΔG° es positivo 
y la keq < 1 → sería una reacción que ocurre en el sentido inverso. 
Ejemplo 
Reacción de etileno con bromuro 
de hidrógeno → sabiendo el valor 
de la keq y utilizando la fórmula 
que la relaciona con ΔG° → se 
puede obtener el valor de éste 
último. 
El cambio de energía libre de Gibbs 
es atribuible a una combinación de 
dos factores → la entalpía (ΔH°) y 
la entropía (ΔS°). 
La ENTALPÍA → es una medida del 
cambio de energía total de enlace 
durante la reacción → refiere al 
calor consumido o liberado durante el curso de una reacción. 
 Si ΔH° < 0 → entonces los enlaces de los productos son más fuertes, es decir, más 
estables, que los enlaces de los reactivos → se libera calor y se dice que la reacción 
es exotérmica. 
 Si ΔH° > 0 → los enlaces de los productos son más débiles, menos estables que los de 
los reactivos → se absorbe calor y se dice que la reacción es endotérmica. 
CUANDO SE HABLA DE ΔH° SE HABLA DE REACCIONES ENDOTERMICAS O EXOTERMICAS; MIENTAS QUE 
CUANDO SE HABLA DE ΔG SE HABLA DE REACCIONES ENDERGÓNICAS Y EXERGÓNICAS. 
ENTROPÍA → es una medida en el cambio en la cantidad de desorden molecular o de 
libertad de movimiento consecuencia de la reacción. 
Molécula se rompe en dos → hay más libertad de movimiento o desorden en los 
productos que en los reactivos debido a que la molécula se rompió en dos → así ocurre 
una ganancia neta de entropía durante la reacción → y ΔS tiene valor positivo. 
En cambio → en las reacciones de adición → una molécula reacciona con otra dando 
como resultado una molécula nueva → en estas reacciones se restringe la libertad de 
movimiento → los productos tienen menos desorden que los reactivos → ΔS tiene valor 
negativo. LA REACCIÓN DE BROMO CON HIDRÓGENO PARA FORMAR BROMOETANO ES UN EJEMPLO 
DE ESTE CASO. 
TABLA DE ENERGÍAS DE 
DISOCIACIÓN DE ENLACE PARA 
CIERTAS UNIONES 
Cada enlace específico tiene 
asociado una energía 
característica. 
Ejemplo → un enlace C-H del 
metano tiene una energía de 
disociación de enlace de 105 
kcal/mol → ésta es la energía 
que se requiere para romper el 
enlace C-H del metano en dos 
radicales → el radical metilo y 
el radical hidrógeno. 
A la inversa → se liberan 105 kcal/mol cuando un radical metilo y un radical hidrógeno se 
combinan para formar el metano. 
 
Diagrama de energía de la reacción del etileno con HBr 
Para que esta reacción ocurra es necesario que 
el etileno y el bromuro de hidrógeno se 
aproximen entre sí → y que se rompan el enlace 
π del etileno y el enlace H-Br del bromuro de 
hidrógeno → para que se forme un nuevo 
enlace C-H (primer paso) y un nuevo enlace C-Br 
(segundo paso). 
 
 
 
 
 
 En el eje vertical se representa la energía total de todos los reactivos. 
 En el eje vertical → llamado coordenada de reacción→ se representa el avance de 
la reacción desde su inicio hasta su final. 
Al inicio de la reacción → el etileno y el bromuro de hidrógeno tienen la cantidad de 
energía total indicada por el nivel de los reactivos en el lado izquierdo del diagrama. A 
medida que las dos moléculas se acercan entre sí y la reacción se inicia → sus nubes 
electrónicas se repelen entre sí haciendo que se eleve el nivel de energía. Si los choques 
ocurren con la fuerza suficiente y la orientación adecuada → los reactivos continúan 
acercándose uno a otro → de manera que empieza a formarse un nuevo enlace C-H. En 
algún punto se alcanza una estructura de máxima energía → la que se conoce como 
“ESTADO DE TRANSICIÓN” → el estado de transición representa a la estructura de más alta 
energía. 
La diferencia de energía entre los reactivos y el estado de transición se denomina ΔG de 
activación → se lo escribe como ΔG++ → y este ΔG de activación determina que tan 
rápido ocurre una reacción. 
Una energía de activación elevada → se corresponde con una diferencia grande de 
energía entre reactivos y el estado de transición → esto da por resultado una reacción 
lenta. 
Diagrama de 
energía de 
reacción 
Las reacciones de energía de activación de menos de 20 kcal/mol → proceden de 
manera espontánea a temperatura ambiente o por debajo de ella. Mientras que las 
reacciones con energía de activación mayor → suelen requerir calentamiento → el calor 
proporciona la energía necesaria para que los reactivos puedan superar la barrera de 
activación. 
Una vez alcanzado el estado de transición de alta energía → la reacción puede continuar 
para formar un producto o revertir a los reactivos → dado que ambas opciones son 
energéticamente cuesta abajo, a partir del punto más alto del estado de transición 
ambas son igualmente probables. 
Si ocurre el regreso a los reactivos de partida → no se observa un cambio en el sistema; sin 
embargo, si la reacción continúa para formar el carbocatión se libera energía a medida 
que se forma completamente el nuevo enlace C-H. La curva del diagrama de energía de 
reacción baja hasta que se alcanza el punto mínimo → éste punto mínimo representa el 
nivel de energía del carbocatión formado en el primer paso; el cambio de energía entre 
los reactivos y el carbocatión → es simplemente la energía entre los dos niveles del 
diagrama. 
Puesto que el carbocatión es menos estable que el alqueno de partida → el primer paso 
es endotérmico → es decir, que en ese paso se absorbe energía. 
Para que la reacción se lleve a cabo → la energía que se debe entregar es la suficiente 
para pasar la primera barrera de activación. En este caso → como ΔG de activación 1 es 
mayor que ΔG de activación 2 → la etapa 1 es la que determina la velocidad de la 
reacción. 
Cada reacción específica 
tiene su propio perfil de 
energía; algunas reacciones 
son muy rápidas, otras son 
más lentas; algunas son 
endergónicas y otras 
exergónicas. 
DIAGRAMA ARRIBA A LA 
IZQUIERDA → reacción 
exergónica rápida → es 
exergónica porque el nivel 
de energía de los productos 
es menor que el de los 
reactivos → reacción ocurre 
como está escrita; con 
liberación de energía; además → el ΔG de activación para esta reacción es pequeño. 
Esta es una reacción que ocurre en una sola etapa → solo existe un estado de transición. 
DIAGRAMA ARRIBA A LA DERECHA → también es una reacción exergónica, pero a diferencia 
de la anterior → esta es lenta; es exergónica porque el nivel de energía de los productos 
es ms bajo que el de los reactivos; el ΔG de activación es más alto que la anterior → por lo 
tanto esta reacción será más lenta. LA RAPIDEZ CON QUE SE FORMA UN PRODUCTO TIENE QUE 
VER CON LA ENERGÍA QUE REQUIERE PARA PASAR LA BARRERA ENERGÉTICA DEL ESTADO DE 
TRANSICIÓN. 
ESQUEMAS DE ABAJO → ambas reacciones son endergónicas → en ambos casos, el nivel de 
energía de los productos es superior al nivel de energía de los reactivos → esto quiere 
decir que la reacción no procede espontáneamente tal cual está escrita. 
ABAJO A LA IZQUIERDA → la reacción es rápida ya que el ΔG de activación que se requiere 
es pequeño. 
ABAJO A LA DERECHA → el ΔG de activación que se requiere es alto → la reacción es lenta. 
MIENTRAS MÁS ALTA SEA LA BARRERA ENERGÉTICA, EL ΔG DE ACTIVACIÓN → MÁS LENTA SERÁ LA 
REACCIÓN. 
 
 Al aumentar la concentración de reactivos aumenta la rapidez de la reacción porque 
aumenta el número de choques que suceden en un determinado tiempo. 
 
 Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas y con esta 
también aumenta el número de choques (las moléculas se mueven con más rapidez y 
chocan con más frecuencia) y el número de choques que tienen la energía suficiente 
para superar la barrera energética (ΔG╪). 
 
 Para una reacción en la que una sola molécula de reactivo A se convierte en una 
molécula de producto B → la rapidez de la reacción es proporcional a la 
concentración de A. Si la concentración de A aumenta el doble → la rapidez de la 
reacción aumentará el doble; si la concentración de A aumenta el triple → la rapidez 
también. COMO LA RAPIDEZ DE LA REACCIÓN ES PROPORCIONAL A LA 
CONCENTRACIÓN DE UN SOLO REACTIVO → SE LA LLAMA REACCIÓN DE PRIMER 
ORDEN. 
 
 Una reacción cuya rapidez depende de las concentraciones de 2 reactivos A y B → se 
llama reacción de segundo orden. Si la concentración de A o de B sube al doble → la 
rapidez de la reacción subirá el doble; si la concentración tanto de A como de B 
aumentan el doble → la velocidad de reacción aumentara el cuádruple → la 
constante de rapidez es de segundo orden. 
 
 Una reacción en la que se combinan dos moléculas de A para formar una de B → 
también es una reacción de segundo orden. Si se aumenta la concentración de A al 
doble → la rapidez de la reacción aumentará al cuádruple. 
Los aspectos cinéticos se relacionan con los aspectos termodinámicos (o sea, la constante 
de rapidez y la constante de equilibrio) a través de la siguiente fórmula: 
En el equilibrio → la 
velocidad de la reacción 
directa debe ser igual a la 
velocidad de la reacción 
inversa → ya que no varían 
las cantidades de reactivos y 
productos. 
En la ecuación se puede ver 
que la constante de 
equilibrio de una reacción 
puede determinarse con la 
relación de concentraciones 
de los productos y de los 
reactivos en el equilibrio o 
con la relación de las 
constantes de rapidez de la reacción directa o inversa. 
Una reacción que tiene una constante de equilibrio grande → tiene productos mucho 
más estables que los reactivos. También se podría decir que tiene una constante de 
equilibrio grande debido a que la constante de rapidez de la reacción directa es mucho 
mayor que la de la reacción inversa. 
Reacción A+B que por un lado da los reactivos E+F y por otro lado los reactivos C+D→ el 
contenido energético de los productos C+D es menor que el de los productos E+F → esto 
significa que los productos C+D son termodinámicamente más estables que los E+F. Por 
otro lado, el ΔG de activación para la obtención de C+D es menor que la ruta para la 
obtención de E+F. Entonces → esta reacción está favorecida tanto por control cinético 
como por control termodinámico. 
Diagrama de la derecha → el contenido energético de los productos C+D es menor que 
el de los productos E+F → la reacción que sigue el camino celeste está favorecida por 
control termodinámico; mientras que la reacción que sigue el camino rojo está favorecida 
por control cinético ya que el ΔG de activación para esta reacción es menor. En este 
caso → la temperatura juega un rol muy importante → ya que si la temperatura a la que 
se lleva a cabo la reacción es alta → el ΔG de activación se superará rápidamente y se 
obtendrán los productos C+D que son los termodinámicamente más estables. 
 
En los diagramas energéticos se grafica → la 
energía libre en función de la coordenada de 
reacción;se debe tener en cuenta tanto la 
energía de los reactivos como la de los 
productos. 
Las cimas energéticas son estados de transición 
→ estados donde hay enlaces parcialmente 
rotos y parcialmente formados de alto contenido 
energético. 
En los espacios energéticos intermedios → son intermediarios de reacción. 
Por cada estado de transición observado, se debe considerar que existe una etapa o un 
paso para esa reacción. Si se determina la energía de activación de cada uno de los 
pasos de estas reacciones → veremos que el primer paso es el que implica mayor energía, 
mayor ΔG de activación → por lo tanto, la etapa limitante de la velocidad de la reacción 
es la primera. 
Catalizadores 
 
Los catalizadores se utilizan para disminuir el contenido energético de una reacción → 
para disminuir la barrera que debe pasar el ΔG de activación de reactivos a productos. 
Grafico → se observa una sola etapa de reacción a través de un estado de transición; en 
la línea roja de la reacción catalizada, el ΔG de activación es mucho más pequeño. 
 
Intermediarios de reacción 
Los más comunes en química orgánica son los carbocatiónes, los carbaniónes y los 
radicales alquilos. 
Tanto el carbocatión como 
el radical tienen hibridación 
sp2. 
En cambio → los 
carabaniones tienen 
hibridación sp3, geometría 
tetraédrica, y en un orbital 
sp3 cuentan con un par 
electónico.