Reazioni elementari unimolecolari, bimolecolari, trimolecolari, cinetica

Molte reazioni chimiche avvengono per stadi successivi sebbene vengano scritte considerando i reagenti e i prodotti.
Ad esempio la reazione di decomposizione dell’ozono viene scritta come:
2 O₃ → 3 O₂

In realtà la reazione sembra avvenire secondo due stadi successivi:
O₃ → O₂ + O
O + O₃ → 2 O₂
e ciascuna di queste reazioni è detta reazione elementare.

Si noti che l’atomo di ossigeno prodotto nella prima fase di questo meccanismo viene consumato nella seconda fase e quindi non appare come un prodotto nella reazione complessiva.
Le specie che vengono prodotte in una fase e consumate nella fase successiva sono chiamate intermedie.

A differenza della reazione complessiva le reazioni elementari rendono conto dei singoli stadi attraverso i quali avviene la reazione che comportano, rispettivamente, rottura e formazione di nuovi legami.
La legge della velocità può essere ottenuta direttamente dalla reazione chimica complessiva tenendo conto dei coefficienti stechiometrici ma spesso viene ottenuta sperimentalmente.

Molecolarità

La molecolarità di una reazione elementare è uguale al numero di specie che reagiscono

Reazioni elementari unimolecolari

Una reazione unimolecolare è relativa alla reazione di un singolo reagente che dà luogo alla formazione di uno o più prodotti:
A → prodotti

Esempi di reazioni unimolecolari sono le reazioni di decomposizione o le reazioni di isomerizzazione

La reazione unimolecolare segue una cinetica del primo ordine:
v = k[A]
Un esempio di reazione unimolecolare è:
N₂O_4(g) → 2 NO_2(g)

Reazioni elementari bimolecolari

Una reazione bimolecolare è un tipo di reazione in cui vi sono due reagenti e avviene a seguito di una loro collisione.

Le reazioni bimolecolari sono di due tipi:

• A + B → prodotti

In questo caso la reazione è del primo ordine rispetto ad A e del primo ordine rispetto a B:

v = k [A][B]

• 2 A → prodotti

In questo caso la reazione avviene a seguito della collisione di due molecole uguali e segue una cinetica del secondo ordine:
v = k [A]²

Un esempio di reazione bimolecolare del primo tipo è:
NO_(g) + O_3(g) → NO_2(g) + O_2(g)
Un esempio di reazione bimolecolare del secondo tipo è:
2 NOCl_(g) → 2 NO_(g) + Cl_2(g)

Reazioni elementari trimolecolari

Una reazione trimolecolare è un tipo di reazione in cui vi sono tre reagenti e avviene a seguito di una loro contemporanea collisione e sono pertanto rare.

Le reazioni trimolecolari sono di tre tipi:

• 3 A → prodotti

In questo caso la reazione avviene a seguito della collisione di tre molecole uguali e segue una cinetica del terzo ordine:
v = k [A]³

• 2 A + B → prodotti

La reazione è del secondo ordine rispetto ad A e del primo ordine rispetto a B:

v = k [A]²[B]

• A + B + C → prodotti

In questo caso la reazione è del primo ordine rispetto ad A, del primo ordine rispetto a B e del primo ordine rispetto a C:
v = k[A][B][C]
Un esempio di reazione trimolecolare è:
2 NO_(g) + O_2(g) → 2 NO_2(g)