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La comprensione e il controllo delle trasformazioni chimiche

Teoria delle collisioni e meccanismi di reazione

Le equazioni chimiche rappresentano di rado ciò che accade a livello molecolare durante le reazioni: queste avvengono infatti in genere attraverso due o più stadi intermedi successivi, detti reazioni elementari, il cui complesso costituisce il meccanismo di reazione. Sommando le equazioni delle reazioni elementari si ottiene l’equazione chimica complessiva di una data reazione. Il numero delle molecole dei reagenti in una reazione elementare è detto molecolarità. Pertanto, una reazione monomolecolare è una reazione elementare in cui compare una sola molecola di reagente, una reazione bimolecolare coinvolge due molecole di reagenti (uguali o diverse), e così via. Le reazioni elementari più comuni sono quelle bimolecolari, che comportano l’urto fra due molecole. Gli urti fra più di due molecole sono poco probabili e la loro probabilità diminuisce all’aumentare del numero delle molecole coinvolte.

Si consideri, per esempio, la reazione in fase gassosa (avviene a 400 °C) tra bromuro di idrogeno, HBr, ossigeno, O2, a dare vapor acqueo, H2O e bromo, Br2:

dove quattro molecole di HBr reagiscono con una molecola di O2: la probabilità che le cinque molecole gassose collidano contemporaneamente è molto bassa. Sperimentalmente si è potuto infatti osservare che tale reazione si svolge secondo i seguenti stadi:

La velocità globale del meccanismo di reazione considerato è regolata dallo stadio più lento, chiamato stadio determinante la velocità (i prodotti della reazione totale non possono infatti formarsi se non si sono formati quelli del primo stadio).

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