Molecolarità, meccanismo di reazione e teoria degli urti
Per meccanismo di una reazione si intende una si intende una successione di processi elementari in ciascuno dei quali si forma un composto intermedio, fino all’ottenimento dei prodotti finali.
Pertanto l’equazione con cui viene rappresentata un’equazione chimica, non rispecchia il meccanismo della stessa , in quanto la reazione procede attraverso stadi intermedi, con formazione di composti instabili che non sono rivelabili sperimentalmente, ma il più delle volte vengono suggeriti dalla legge della velocità stessa.
Tipi di processo
In ogni processo elementare, possono essere coinvolte una o più molecole, e ciò viene indicato con il nome di molecolarità del processo. Se in un processo elementare, ovvero se in uno stato intermedio di una reazione viene coinvolta una sola molecola, esso viene detto monomolecolare :
A→ S ( stato intermedio)
Un processo elementare è detto bimolecolare se sono coinvolte contemporaneamente due molecole uguali o diverse :
A+A→S ( stato intermedio)
A+B→S ( stato intermedio)
Tale concetto di processi monomolecolari e bimolecolari sono particolarmente importanti nei meccanismi di reazione nelle reazioni organiche.
Possono verificarsi processi trimolecolari o con molecolarità maggiore di tre, anche se questi ultimi sono molto poco probabili.
La molecolarità non coincide con l’ordine della reazione globale: infatti mentre la molecolarità è un concetto teorico, l’ordine di reazione è un dato sperimentale.
Per esempio per la reazione in fase gassosa :
2 NO + O2 →2 NO2
La legge della velocità dedotta sperimentalmente è la seguente :
v = K [NO]2[O2] il che implica che la reazione è del terzo ordine.
Per tale reazione è suggerito un meccanismo che procede attraverso due stadi elementari :
NO + O2→ NO3 ( processo elementare bimolecolare)
NO3 + NO → 2 NO2 ( processo elementare bimolecolare)
2 NO + O2 → 2 NO2 ( processo globale)
A ciascuno dei processi elementari compete una caratteristica velocità di reazione, la velocità complessiva della reazione è condizionata dalla velocità con la quale si verifica il processo elementare più lento.
Esempio :
Nel meccanismo della reazione in fase gassosa :
2 NO + O2 → 2 NO2
Il primo processo è veloce, mentre il secondo è lento :
2 NO + O2→ 2 NO3 ( veloce)
NO3 + NO→ 2 NO2 ( lento)
Sarà quindi il secondo processo a determinare la velocità della reazione.
Teoria degli urti molecolari
In base alla teoria delle collisioni molecolari, affinché una reazione possa avvenire, è necessario che le molecole dei reagenti si urtino, e pertanto la velocità della reazione è proporzionale al numero di molecole che si urtano nell’unità di tempo.
Quindi all’aumentare della concentrazione dei reagenti, aumenta la velocità della reazione.
La teoria degli urti molecolari deve tener conto che non tutti gli urti sono efficaci, ovvero non tutti gli urti tra molecole che collidono, danno luogo al prodotto di reazione.
Il fattore determinante non è quindi solo la collisione molecolare, ma anche l’orientamento reciproco ( ovvero la reciproca orientazione spaziale) delle molecole all’atto dell’urto e la loro energia.
