El mecanismo de reacción es el conjunto de las fases o estados que constituyen una reacción química. Los mecanismos de reacción están ligados a la cinética química.

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editar Conceptos básicos

Desde una vista termodinámico, una ecuación química, los reactivos son el estado inicial y los productos el estado final, hay una variación de energía libre. La energía libre debe ser negativa ya que será una reacción espontánea, es decir, que la reacción podrá llevarse a cabo sin ningún impedimento termodinámico.

Para hacer más fácil la explicación será mejor hacerla con un ejemplo:

A {(g)} + BC {(g)} \longrightarrow AB {(g)} + C {(g)} ∆G'= -

Para hacer el enlace A-B, los reactivos se tienen que cortar las distancias, pero esto aumenta la fuerza de repulsión de los electrones. Para evitar esta repulsión, los reactivos tendrán que acercarse con suficiente energía cinética. Por encima de esta energía, las moléculas A y B forman enlaces y a la vez, las moléculas B y C están rompiendo el suyo. En este momento hay un complejo formado por A, B y C, llamado complejo activado. Al final todos los enlaces del B y C serán rotos y los enlaces A y B serán formados, es decir, los productos.

También hay que hacer mención de la energía de activación , que es la diferencia entre la energía de los reactivos y la del complejo activado. Se puede considerar como una barrera energética que debe pasar los reactivos para pasar a ser productos.

editar Tipos

Hay dos tipos de mecanismo, dependiendo del número de etapas que conlleven:

editar Reacciones elementales o concertadas

Transcurre en solo una etapa. Esta reacción se produce con la formación de un solo complejo activado y solo tiene que superar una barrera energética. Se representa en una sola ecuación química.

editar Reacciones complejas

Transcurre en 2 o más etapas, con formación de intermediarios. También podemos decir que es un conjunto de reacciones elementales, donde hay más de una formación de complejos activados diferentes y supera diferentes barreras energéticas. Se expresa en varias ecuaciones químicas o una global. En la ecuación química global, representa el estado inicial y el estado final del global de las reacciones, pero no presenta como ha transcurrido la reacción.

Los intermediarios son moléculas que aparecen en el mecanismo de la reacción, pero no en la ecuación inicial.

editar Molecularidad

La molecularidad es el números de moléculas que toma parte como reactivos en una reacción elemental. Dependiendo del número de moléculas que participan, se clasifican:

  • Unimoleculares: Solo participa una molécula.
  • Bimoleculares: Participan 2 moléculas.
  • Trimoleculares: Participan 3 moléculas (esta es muy rara).

editar Ejemplo de Mecanismo

Como ejemplo consideramos la reacción global entre el óxido nítrico y el oxígeno:

2 NO {(g)} + O_2 {(g)} \longrightarrow 2 NO_2 {(g)}

Se sabe que los productos no se forman directamente como resultado de la colición de dos moléculas NO con una molécula de O2 porque se ha encontrado la especie N2O2 durante el curso de la reacción. Un mecanismo posible es suponer que la reacción se lleva a cabo en dos etapas o reacciones elementales como las siguientes:

2 NO {(g)} \longrightarrow N_2 O_2 {(g)} primera etapa

N_2 O_2 {(g)} + O_2 {(g)} \longrightarrow 2 NO_2 {(g)} segunda etapa

En la primera etapa dos moléculas de NO chocan para formar una molécula de N2O2; es una reacción bimolecular. Después, sigue una reacción, entre el N2O2 y el O2 para formar dos moléculas de NO2; es una reacción bimolecular. La ecuación química global, que representa el cambio total, se puede interpretar como la suma de de estas dos etapas.

Las especies como el N2O2 es el intermediario de la reacción.