Mecanisme de reacció

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca

El mecanisme de reacció és el conjunt d'etapes en les quals es desenvolupa una reacció química. L'estudi global de la velocitat de les reaccions químiques és objecte d'estudi de la cinètica química.

Quan veiem una reacció química expressada en forma d'equació igualada:

A {(g)} + BC {(g)} \longrightarrow AB {(g)} + C {(g)}

∆G'= -XXX kcal/mol

només estem veient el resum del procés de transformació de reactius en productes. És com si veiéssim només el punt de sortida i el punt d'arribada en un viatge. Si volem conèixer els detalls a través dels quals la reacció va avançant, haurem d'estudiar el mecanisme.

Conceptes generals[modifica | modifica el codi]

La termodinàmica ens descriurà els aspectes energètics de la reacció : ens descriurà si aquests serà favorable o no —des del punt de vista energètic—, si serà espontània o no. La cinètica s'ocupa de descriure el com es desenvolupa la reacció internament per a poder estudiar la seva velocitat en funció de les etapes internes per les quals cal passar.

Trencament inicial d'enllaços[modifica | modifica el codi]

En primer lloc caldrà trencar els enllaços dels reactius. Caldrà alliberar-se d'uns lligams per a poder-ne crear d'altres.

Formació d'estats intermedis[modifica | modifica el codi]

Un cop trencats els enllaços, es poden crear associacions, temporals o permanents, d'àtoms. Aquestes associacions reben els noms de complex activat o estat de transició Formació del complex activat

Formació dels productes de reacció[modifica | modifica el codi]

El complex activat pot patir noves transformacions que el portin cap a la formació definitiva dels enllaços i dels productes de la reacció.


Tot el procés irà acompanyat de diferents intercanvis energètics: energia d'enllaç, energia d'activació. L'energia d'activació es representa sovint com una barrera energètica que cal superar per a poder assolir l'objectiu final. El seu balanç definirà l'estat Termodinàmic global de la reacció en qüestió.

Tipus[modifica | modifica el codi]

HI ha dos tipus de mecanisme, segons el nombre d'etapes que hi intervenen:

Reaccions elementals[modifica | modifica el codi]

Es desenvolupa en una sola etapa. Aquesta reacció es produeix amb la formació d'un sol complex activat i només cal superar una barrera energètica. Es representa en una sola reacció química.

Reaccions complexes[modifica | modifica el codi]

Hi ha implicades dues o més etapes.En aquestes etapes es formen compostos intermedis que poden tenir temps de vida limitats. També podem dir que és un conjunt de reaccions elementals, en què hi ha més d'una formació de complexos activats diferents i supera diferents barreres energètiques. S'expressa en diverses equacions químiques o una de global. L'equació química global, representa l'estat inicial i el final del global de les reaccions, però no presenta com ha transcorregut la reacció.


Els intermedis són molècules que apareixen en el mecanisme de la reacció, però, com que tenen una vida efímera, no apareixen en l'equació inicial.

Exemple de mecanisme de reacció complex. Reacció de Diels Alder

Molecularitat[modifica | modifica el codi]

La molecularitat és el nombre de molècules que prenen part com a reactius en una reacció elemental. Depenent del nombre de molècules que hi participen, es classifiquen en:

  • Unimoleculars: una molècula.
  • Bimoleculars: hi participen 2 molècules.
  • Trimoleculars: hi participen 3 molècules.


A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Mecanisme de reacció Modifica l'enllaç a Wikidata