Il concetto di stadio cineticamente determinante in una reazione chimica è fondamentale per comprendere come avvengono le trasformazioni delle sostanze. Contrariamente alla credenza comune, la maggior parte delle reazioni non si svolge in un’unica fase, ma seguono una serie di reazioni elementari che determinano il prodotto finale.
Meccanismo di Reazione
Per esempio, la decomposizione dell’ozono avviene in due stadi:
1) O3 → O2 + O
2) O + O3 → 2 O2
Ogni reazione è definita come “elementare” e la reazione complessiva si ottiene sommando le reazioni elementari. Quindi, la reazione di decomposizione dell’ozono viene rappresentata come: 2 O3 → 3 O2. È importante notare che l’ossigeno atomico generato nel primo stadio della reazione viene consumato nel secondo stadio e quindi non appare nel risultato finale.
La collisione tra le molecole di ozono non determina direttamente il prodotto finale. In realtà, il meccanismo coinvolge la decomposizione di una singola molecola di ozono, che reagisce con un’altra molecola di ozono per produrre due molecole di ossigeno.
Cinetica di Reazione
Dagli studi sulla cinetica della reazione, emerge che mentre la reazione (1) è veloce, la reazione (2) è lenta, e perciò la velocità complessiva è determinata dal secondo stadio della reazione.
Allo stesso modo, ci sono reazioni che avvengono in più di due stadi. Ad esempio, la reazione tra il monossido di azoto e l’idrogeno avviene in tre stadi, e il secondo stadio determina la velocità complessiva della reazione. Gli intermedi della reazione che non compaiono nella reazione finale sono N2O2 e N2O.
Infine, per comprendere con un esempio pratico l’importanza dello stadio lento nella determinazione della velocità della reazione, si può considerare una cronometro a squadre ciclistica. Se uno o più stadi sono veloci e uno è lento, è quest’ultimo a determinare la velocità della reazione, come nel caso in cui alcuni membri della squadra ciclistica non siano all’altezza, rallentando il risultato finale.