Reazioni monomolecolari: cinetica e esempi
Le reazioni monomolecolari comportano la trasformazione di un singolo composto per produrre i prodotti di reazione:
A → Prodotti
Esempi
Tra gli esempi di reazioni monomolecolari troviamo le isomerizzazioni come:
CH3NC → CH3CN
Le decomposizioni a molecole stabili come:
C2H5Cl → C2H4 + HCl
E le decomposizioni di molecole stabili per formare radicali come:
C2H6 → 2 CH3·
La molecola A deve essere attivata per avviare la reazione; in fase gassosa, questa attivazione avviene a causa delle collisioni con altre molecole, indicate generalmente con M. Quindi, la trasformazione può essere schematizzata come segue:
A + M K-1 ⇌ k1 A* + M
A* → k2 P
dove k1 è la costante di reazione diretta, k-1 è la costante di reazione inversa relativa al primo stadio e k2 è la costante di reazione relativa al secondo stadio.
Cinetica
La descrizione cinetica delle reazioni monomolecolari è stata formulata da Lindemann applicando l’ipotesi dello stato intermedio stazionario. Supponendo che la concentrazione dell’intermedio A* sia costante secondo l’approssimazione dello stato quasi stazionario, si può calcolare la velocità di formazione del prodotto P trovando la velocità di formazione e di consumo di A*.
Ad esempio, consideriamo la decomposizione del pentossido di diazoto che dà luogo alla formazione di diossido di azoto e triossido di azoto:
N2O5 → NO2 + NO3
Questa reazione avviene secondo due stadi:
2 N2O5 → N2O5* + N2O5
N2O5* → NO2 + NO3
Secondo l’approssimazione dello stato stazionario, la velocità di reazione è data da:
velocità = k2[N2O5*]2 / (k-1[N2O5] + k2)
In base a dati sperimentali, la velocità può essere del primo ordine rispetto alla concentrazione iniziale di N2O5 o del secondo ordine. Se k2 >> k-1, si può assumere che k-1 ≅ 0, quindi la velocità di reazione vale:
velocità = k1[N2O5*]2, indicando una cinetica del secondo ordine. Se, invece, k2
