젤도비치 메커니즘(영어: Zel'dovich mechanism)은 질소의 산화와 NOx의 형성을 설명하는 화학 반응으로, 러시아 과학자 야코프 보리소비치 젤도비치와 다비트 알베르토비치 프란크카메네츠키, 그리고 P. Ya. Sadovnikov가 1947년에 제안했다.[1][2][3] 반응 메커니즘은 다음과 같다:
![{\displaystyle {\ce {{N2}+ O <->[k_1] {NO}+ {N},}}}](//wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c3dae463fe3e37c6da915bf5e2f544fbd0e2b427)
![{\displaystyle {\ce {{N}+ O2 <->[k_2] {NO}+ {O},}}}](//wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/08367f6acd21d4b2c5befe586a1398a4b03779ef)
이 때, 
과 
는 아레니우스 방정식의 반응 속도 상수이다. 전체 반응은 다음과 같다:
![{\displaystyle {\ce {{N2}+ {O2}<->[k] 2NO.}}}](//wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3ccb0d31dd94974e071183c1afdcc8a53344de7e)
전체 반응 상수는 첫 번째 반응에 의해 결정된다(즉, 속도 결정 반응이다), 두 번째 반응이 첫 번째 반응보다 훨씬 빠르기 때문에 첫 번째 반응이 일어나자마자 두 번째 반응이 일어난다. 연료가 충분한 상황에서는 산소의 부족으로 인해, 두 번째 반응이 약해져 세 번째 반응이 메커니즘에 추가되며, 이는 확장된 젤도비치 메커니즘(영어: extended Zel'dovich mechanism)이라고도 알려져 있다:[4][5]
![{\displaystyle {\ce {{N}+ {OH}<->[k_3] {NO}+ {H}.}}}](//wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/73ae70f93dce4bb434883724359023d46b78b2d8)
반응의 정반응 속도 상수는 다음과 같이 주어진다:[6]
이 때 지수 앞 인자의 단위는 cm, mol, s 그리고 K로 측정되며, 온도(켈빈)와 활성화 에너지(cal/mol)로 이루어져 있고, R은 기체 상수이다.
NO의 생성 속도는 다음과 같다
![{\displaystyle {\frac {d[\mathrm {NO} ]}{dt}}=k_{1f}[\mathrm {N} _{2}][\mathrm {O} ]+k_{2f}[\mathrm {N} ][\mathrm {O} _{2}]+k_{3f}[\mathrm {N} ][\mathrm {OH} ]-k_{1b}[\mathrm {NO} ][\mathrm {N} ]-k_{2b}[\mathrm {NO} ][\mathrm {O} ]-k_{3b}[\mathrm {NO} ][\mathrm {H} ].}](//wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fc8c735aef965e94b0c7cb4e1dc63364c84bfd4e)
Zeldovich, Y. A., D. Frank-Kamenetskii, and P. Sadovnikov. Oxidation of nitrogen in combustion. Publishing House of the Acad of Sciences of USSR, 1947.
Williams, Forman A. "Combustion theory". (1985).
Zeldovich, I. A., Barenblatt, G. I., Librovich, V. B., Makhviladze, G. M. (1985). Mathematical theory of combustion and explosions.
Lavoie, G. A., Heywood, J. B., Keck, J. C. (1970). Experimental and theoretical study of nitric oxide formation in internal combustion engines. Combustion science and technology, 1(4), 313–326.
Hanson, R. K., Salimian, S. (1984). Survey of rate constants in the N/H/O system. In Combustion chemistry (pp. 361–421). Springer, New York, NY.
![{\displaystyle {\ce {{N2}+ O <->[k_1] {NO}+ {N},}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c3dae463fe3e37c6da915bf5e2f544fbd0e2b427)
![{\displaystyle {\ce {{N}+ O2 <->[k_2] {NO}+ {O},}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/08367f6acd21d4b2c5befe586a1398a4b03779ef)
![{\displaystyle {\ce {{N2}+ {O2}<->[k] 2NO.}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3ccb0d31dd94974e071183c1afdcc8a53344de7e)
![{\displaystyle {\ce {{N}+ {OH}<->[k_3] {NO}+ {H}.}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/73ae70f93dce4bb434883724359023d46b78b2d8)
![{\displaystyle {\frac {d[\mathrm {NO} ]}{dt}}=k_{1f}[\mathrm {N} _{2}][\mathrm {O} ]+k_{2f}[\mathrm {N} ][\mathrm {O} _{2}]+k_{3f}[\mathrm {N} ][\mathrm {OH} ]-k_{1b}[\mathrm {NO} ][\mathrm {N} ]-k_{2b}[\mathrm {NO} ][\mathrm {O} ]-k_{3b}[\mathrm {NO} ][\mathrm {H} ].}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fc8c735aef965e94b0c7cb4e1dc63364c84bfd4e)
