• Esempio 61   Si trova sperimentalmente che la legge cinetica per la reazione:
  

  $$Cl_2+CHCl_3=HCl+CCl_4$$

  
  

  e':
  

  $$v=k\ConcOf{CHCl_3}\ConcOf{Cl_2}^{1/2}$$

  
  

  Appare subito evidente che la reazione deve essere multistadio, altrimenti la legge cinetica sarebbe del primo ordine rispetto ad entrambi i reagenti.
  Un meccanismo in accordo con la legge cinetica sperimentale e' il seguente:
  

  $\begin{array}{cccl} Cl_2&\begin{array}{ccc}{\scriptstyle{k_1}}\\ \rightlefthar... ...nto}\\ Cl+CCl_3&\stackrel{k_3}{\rightarrow}&CCl_4&\mbox{veloce}\\ \end{array}$

  Siccome lo stadio determinante e' il secondo, la velocita' della reazione si puo' scrivere come:
  

  $$v=k_2\ConcOf{CHCl_3}\ConcOf{Cl}$$

  
  

  Tuttavia, la legge cinetica sperimentale viene ricavata in funzione della concentrazione dei reagenti e non contiene la concentrazione di eventuali intermedi. Per esprimere la concentrazione dell'intermedio $Cl$ in funzione di quella dei reagenti, osserviamo che, essendo il primo stadio veloce, esso avra' il tempo di raggiungere l'equilibrio. Anticipando un argomento che tratteremo piu' in dettaglio, ma ricordando cio' che e' gia' stato detto a proposito dell'equilibrio liquido-vapore, l'equilibrio del primo stadio e' determinato dall'uguaglianza della velocita' della reazione diretta e di quella della reazione inversa:
  

  $$k_1\ConcOf{Cl_2}=k_{-1}\ConcOf{Cl}^2$$

  
  

  da cui:
  

  $$\ConcOf{Cl}=\Parenthesis{\frac{k_1}{k_{-1}}}^{1/2}\ConcOf{Cl_2}^{1/2}$$