Reaksjonsforløp

Reaksjonsforløp beskriver den faktiske sekvensen av hendelser fra reaktantene til produktene i en kjemisk reaksjon. Det inkluderer hvert trinn som molekylene gjennomgår, eventuelle mellomprodukter og overgangstilstander, samt endringer i energi langs reaksjonen. En slik beskrivelse er nært knyttet til, men litt bredere enn, en reaksjonsmekanisme, som fokuserer på hvordan hvert trinn skjer og hvilke elektronbevegelser som skjer.

Et energiprofildiagram viser energinivåene langs reaksjonskoordinaten, fra reaktanter via mellomsteg og overgangstilstander til produkter. Aktiv energi eller aktiveringsenergi er energien som må til for å nå overgangstilstanden. Reaksjonsforløp kan være eksotermt eller endotermt i individuelle trinn, og den langsiktige hastigheten bestemmes ofte av den rate-determining step, det vil si det trinnet med høyest kinetisk barriere.

Forløp kan være ett enkelt trinn eller flere trinn. Ett-trinns forløp er ofte samordnet og kalles noen ganger et konsertrert forløp, mens flertallet av reaksjoner går via flere trinn med mellomprodukter og overgangstilstander. Eksempler inkluderer SN2-reaksjoner som ofte er ett-trinns og direkte, mens SN1-reaksjoner går via et karbokation mellomprodukt i et trinnvis forløp. Radikale kjede- og elektrofiliske reaksjoner følger også karakteristiske flergangsveier.

Hvordan forløpet bestemmes, skjer både eksperimentelt og teoretisk. Eksperimentelt studeres hastighetslover, isotopmerking, mellomprodukt-trapping og spektrisk observasjon. Teoretisk arbeid bruker kvantekjemi og beregning av potensielle energilandskap til å identifisere overgangstilstander og energibarrierer, ofte via overgangstilstandsteori og reaksjonsytelser.

Reaksjonsforløp er sentralt i kjemisk syntese, katalyse, miljøkjemi og legemiddelutvikling, da de former valg av reaktanter, betingelser og produkter.