Estado de transición

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Estado de transición
El estado de transición en una reacción química es una configuración particular a lo largo de la coordenada de reacción que se define como el estado que corresponde al máximo de energía a lo largo de la misma. En este punto se asume que las especies reactantes al colisionar conducirán siempre a la formación de productos.
Historia del concepto
El concepto de estado de transición ha sido importante en muchas teorías de la cinética de las reacciones químicas. Esto empezó con la teoría del estado de transición (TET), también conocida como teoría del complejo activado (TCA), que fue desarrollada por primera vez en la década de 1930 y que introdujo conceptos básicos en la cinética química que son usados todavía hoy.
Explicación
Una colisión entre las moléculas reactantes puede o no resultar en una reacción exitosa. El resultado depende de factores tales como la energía cinética relativa, la orientación relativa y la energía interna de las moléculas. Incluso si los reactivos forman una "supermolécula" esto no implica que acaben obligatoriamente en productos, pudiendo volver a los reactivos de partida, (por ejemplo si la colisión ha sido de poca energía). La evolución hacia productos sólo se producirá cuando se alcance, al menos, este punto crítico, que supone el máximo de energía de la coordenada de reacción, que es el estado de transición.
Observación de los estados de transición
Técnicas espectroscópicas manipuladas hábilmente pueden acercarse tanto como la escala de tiempo de la técnica lo permita. La espectroscopia de femtosegundo (FTS) fue desarrollada precisamente con esta motivación, y con ella es posible investigar estructuras moleculares extremadamente próximas al punto de transición. A menudo a lo largo de la coordenada de reacción están presentes intermedios de reacción en niveles de energía no mucho más bajos que un estado de transición haciendo difícil distinguirlos de éste.