Stadio cineticamente determinante

In una reazione chimica vengono indicati i reagenti e i prodotti di reazione in cui si mostra solo il risultato netto della reazione come avvenisse in un solo stadio.

Tuttavia la maggior parte delle reazioni avvengono secondo una serie di reazioni elementari che spesso determinano il prodotto della reazione secondo un dato meccanismo.

Ad esempio la reazione di decomposizione dell’ozono avviene in due stadi:

O3 → O2 + O   (1)

O + O3 → 2 O2   (2)

Ciascuna delle due reazioni è detta reazione elementare e la reazione complessiva è ottenuta sommando le due reazioni elementari pertanto la reazione di decomposizione dell’ozono viene scritta come:

2 O3 → 3 O2

Si noti che l’ossigeno atomico ottenuto nel primo stadio della reazione viene consumato nel secondo stadio e quindi non compare nella reazione complessiva.

Mentre la reazione globale per la decomposizione dell’ozono indica che due molecole di ozono reagiscono per dare tre molecole di ossigeno, il meccanismo della reazione non coinvolge la collisione tra due molecole di ozono che dà luogo al prodotto di reazione ma la decomposizione di una molecola di ozono con formazione di ossigeno molecolare e ossigeno atomico.

Quest’ultimo reagisce con un’altra molecola di ozono per dare due molecole di ossigeno.

Da studi sulla cinetica della reazione si è trovato che mentre la reazione (1) è veloce, la reazione (2) è lenta pertanto la velocità della reazione complessiva è determinata dal secondo stadio della reazione.

Vi sono reazioni che avvengono in più di due stadi: consideriamo ad esempio la reazione tra il monossido di azoto e l’idrogeno che avviene in tre stadi:

2 NO + H2 → N2O2

N2O2 + H2 → N2O + H2O

N2O + H2 → N2 + H2O

Dei tre stadi il secondo costituisce lo stadio lento della reazione ed è quindi quello che ne determina la velocità. Gli intermedi della reazione che non compaiono nella reazione complessiva sono N2O2 e N2O in quanto vengono consumati nel secondo e nel terzo stadio. Pertanto la reazione complessiva

2 NO +2 H2 → N2 + 2 H2O

Ottenuta sommando membro a membro le tre reazioni eliminando le specie che compaiono sia a destra che a sinistra ovvero gli intermedi della stessa ha una velocità determinata dal secondo stadio della reazione a cui è correlata l’energia di attivazione maggiore.

Per comprendere con un esempio pratico come lo stadio lento sia quello che determina la velocità della reazione consideriamo una cronometro a squadre ciclistica.

La squadra, abitualmente costituita da 10 corridori parte a un tempo convenuto e il tempo viene calcolato sul quinto ciclista giunto al traguardo.

Se 4 dei componenti della squadra sono supercampioni e i rimanenti non sono all’altezza il quinto giungerà con notevole ritardo e il tempo conteggiato sarà piuttosto elevato. Nel caso delle reazioni se uno o più stadi sono veloci e uno è lento è quest’ultimo a determinare la velocità della stessa.

 

Author: Chimicamo

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