Il ruolo dello stadio cineticamente determinante nelle reazioni chimiche
Il concetto di stadio cineticamente determinante in una reazione chimica è essenziale per comprendere le trasformazioni delle sostanze. Spesso le reazioni non avvengono in un’unica fase, ma seguono una serie di reazioni elementari che configurano il prodotto finale.
Meccanismo di Reazione
Un esempio chiarificatore è la decomposizione dell’ozono, che avviene in due stadi distinti:
1) O3 → O2 + O
2) O + O3 → 2 O2
Ciascuna di queste reazioni è considerata “elementare” e la reazione complessiva si ricava sommando le reazioni elementari. Quindi, la reazione di decomposizione dell’ozono si rappresenta come 2 O3 → 3 O2. È da notare che l’ossigeno atomico generato nel primo stadio della reazione viene consumato nel secondo stadio e non appare nel risultato finale.
La collisione tra le molecole di ozono non determina direttamente il prodotto finale, ma 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
Secondo gli studi sulla cinetica della reazione, è emerso che mentre la reazione (1) è veloce, la reazione (2) è lenta, influenzando la velocità complessiva determinata dal secondo stadio.
Allo stesso modo, ci sono reazioni che procedono in più di due stadi. Ad esempio, la reazione tra monossido di azoto e idrogeno si sviluppa in tre stadi, dove il secondo stadio definisce la velocità totale. Gli intermedi della reazione che non compaiono nel risultato finale sono N2O2 e N2O.
Infine, per illustrare l’importanza dello stadio lento nella determinazione della velocità della reazione, si può fare un confronto con una gara ciclistica a staffetta. Se uno o più stadi sono rapidi mentre uno è lento, quest’ultimo determina la velocità complessiva della reazione, così come alcuni membri fragili di una squadra ciclistica che possono ritardare il risultato finale.
