Mecanismos de reacción

1. Idea central

• Una reacción química casi nunca ocurre de un solo golpe.
• Lo que ves como una sola ecuación pasa en pequeños pasos encadenados.
• Ese conjunto de pasos ordenados es el mecanismo de reacción.
• Analogía de carrera de postas: cada tramo es una etapa elemental, el testigo es el intermediario, y el equipo avanza tan rápido como su corredor más lento.

2. Vocabulario mínimo

• Reacción global: lo que ves desde fuera. Solo reactivos iniciales y productos finales. Ejemplo: $2NO + O_2 -> 2NO_2$.
• Etapa elemental: cada choque individual y simple que sí ocurre. No se puede dividir más. Ejemplo: $NO + O_2 -> NO_3$.
• Mecanismo de reacción: la lista ordenada de etapas elementales que, sumadas, dan la global.
• Molecularidad: número de partículas que chocan en una etapa elemental. Solo puede ser 1, 2 o rara vez 3.
• Intermediario: se forma en una etapa y desaparece en otra. No aparece en la global.
• Etapa lenta o determinante: la etapa más difícil y lenta. Ella decide la velocidad de toda la reacción.

3. Tipos de etapas por molecularidad

• Unimolecular: 1 sola partícula se rompe o se reordena. Ejemplo: $A -> productos$.
• Bimolecular: 2 partículas chocan. Ejemplo: $A + B -> productos$.

4. Regla de oro: la etapa lenta manda

• La velocidad se expresa como $v = k [A]^m [B]^n$.
• La ley de velocidad depende solo de la etapa lenta.
• Los coeficientes de esa etapa lenta son los órdenes.
• Si la etapa lenta es $A + B -> productos$, entonces .

5. Ejemplo modelo

• Global: $2NO + O_2 -> 2NO_2$
• Paso 1 lento: $N$

6. Claves para recordar

• El mecanismo es la secuencia de etapas elementales que forman la reacción global.
• Cada etapa tiene molecularidad 1, 2 o rara vez 3.
• El intermediario aparece en el mecanismo pero no en la global.
• La etapa lenta decide la velocidad.
• Los coeficientes de la ecuación global no sirven para la velocidad.