Molekularität

Molekularität bezeichnet in der Chemie die Anzahl der Moleküle, die in einem einzelnen elementaren Reaktionsschritt an der Reaktion beteiligt sind. Der Begriff dient der Beschreibung des Reaktionsmechanismus und ist getrennt von der stöchiometrischen Koeffizienten des Gesamtprozesses; Letztere geben an, wie viele Moleküle in der gesamten Reaktion beteiligt sind, nicht in welchem Schritt sie reagieren.

Es gibt drei Grundformen: Unimolekularität (1), Bimolekularität (2) und Termolekularität (3). Bei einer unimolekularen Reaktion hängt die Geschwindigkeit nur von der Konzentration eines Moleküls ab: Rate = k[A]. Bimolekulare Schritte erfordern Kollisionsprozesse zwischen zwei Molekülen, z. B. A + B -> Produkte oder 2A -> Produkte; die Typen führen zu Rate = k[A][B] bzw. Rate = k[A]^2 (bei identischen Molekülen). Termolelularität beschreibt Reaktionen, an denen drei Moleküle gleichzeitig beteiligt sind; theoretisch Rate = k[A][B][C].

Praktische Hinweise: Echte termolekulare, elementare Schritte sind selten, weil dreier Kollisionswahrscheinlichkeiten niedrig sind. Viele Reaktionen, die als termolekular erscheinen könnten, laufen tatsächlich über zwei aufeinanderfolgende bimolekulare Schritte oder eine schnelle Zwischenstufe. Folglich muss die gemessene Reaktionsordnung oft im Zusammenhang mit dem Mechanismus interpretiert werden.

Historisch stammt der Begriff aus dem Konzept der Mass-Action-Gesetze des 19. Jahrhunderts; Molekularität wird verwendet, um Mechanismen abzuleiten, zu erklären und Reaktionstypen zu kennzeichnen. Beispiele: SN1-Reaktionen zeigen eine unimolekulare RDS, während SN2-Reaktionen bimolekular sind.