Chimica organica/Principi di Cinetica Chimica: differenze tra le versioni
Contenuto cancellato Contenuto aggiunto
Riga 63:
|}
Per rappresentare il meccanismo di una reazione chimica secondo il modello dello stato di transizione risultano convenienti i così detti '''diagrammi di energia'''. Sulle loro '''ascisse''' è rappresentata la '''coordinata di reazione''', una qualunque grandezza che sia comodo seguire per comprendere lo stato di avanzamento della reazione. Sulle '''ordinate''' è riportata l''''energia potenziale''' delle molecole in ciascuna fase della reazione. I reagenti, a sinistra, e i prodotti, a destra, risultano dunque collegati da una linea che rappresenta il '''profilo energetico''' della reazione. In tale profilo lo stato di transizione rappresenta il dosso centrale. E' implicito in quanto detto fino ad ora, ma bene sottolineare, che tale dosso caratterizza tanto le
reazioni endotermiche quanto le esotermiche. <u> Tutte le reazioni, dunque, necessitano di energia per poter avviarsi, indipendentemente dalla stabilità di prodotti e reagenti, cioè della costante di equilibrio della reazione </u>.
Comprendere le caratteristiche del '''complesso attivato''' nel momento in cui passa dallo stato di transizione risulta molto importante perchè dalla sua energia dipende la velocità della reazione. Il complesso attivato tuttavia non è isolabile, a causa della propria instabilità. Ecco perchè le sue caratteristiche sono ricavate indirettamente dall'osservazione di reagenti e prodotti, sfruttando il '''postulato di Hammond'''. Questo stabilisce che:
{{quote|se due stati, ad esempio uno stato di transizione e un intermedio inastabile, si susseguono nel corso di una reazione e sono energeticamente simili, la loro interconverasione comporta una lieve riorganizzazione della struttura molecolare.|postulato di Hammond}}
<span style="font-size:120%">'''Gli intermedi di reazione'''</span> - Una reazione è '''a più stadi''' quando la formazione dei prodotti finali a partire dai reagenti avviene attraverso la formazione di intermedi. Ciascuno stadio è caratterizzato da un complesso attivato. Ciascuno degli intermedi, per quanto reattivo, è una specie isolabile. Nel diagramma di energia si colloca cioè in un '''minimo di energia'''. Un esempio è dato dal diagramma energetico per la reazione bistadio a destra, che verrà escritta in dettaglio a tempo debito. I '''carbocationi''' che si formano al termine dello stadio 1, molto reattivi, sono potenzialmente '''isolabili''', poiché caratterizzati da un minimo energetico.▼
▲
== Rappresentare lo spostamento di elettroni (Sezione da spostare, prima o poi, in un capitolo opportuno ==
| |||