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Le reazioni chimiche. Una reazione chimica è un processo che porta alla formazione di nuove sostanze, i prodotti, trasformando profondamente le sostanze.

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Presentazione sul tema: "Le reazioni chimiche. Una reazione chimica è un processo che porta alla formazione di nuove sostanze, i prodotti, trasformando profondamente le sostanze."— Transcript della presentazione:

1 Le reazioni chimiche

2 Una reazione chimica è un processo che porta alla formazione di nuove sostanze, i prodotti, trasformando profondamente le sostanze di partenza, i reagenti. REAGENTIPRODOTTI reazione chimica

3 Bilanciamento delle reazioni Bilanciare una reazione significa porre davanti alle formule delle sostanze che partecipano alla reazione dei numeri, i coefficienti stechiometrici, in modo tale da far figurare lo stesso numero di atomi nei reagenti e nei prodotti. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O

4 Classificazione delle reazioni chimiche 1-Reazioni di combinazione o di sintesi: due o più reagenti formano un unico prodotto: + A + B ABAB 2Mg + O 2 2MgO C + O 2 CO 2

5 2-Reazioni di decomposizione : un composto si decompone per formare due o più prodotti: + A + B ABAB KClO 3 2KCl + 2O 2 CuCO 3 CuO + CO 2

6 3-Reazioni di scambio o di spostamento: un elemento libero sostituisce uno degli elementi del composto: + + AC + B A + BC 2Al + 3CuSO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Cu

7 4-Reazioni di doppio scambio: i composti si scambiano i partner e dai due reagenti si ottiene: a) un composto insolubile (precipitato) b) una molecola stabile, quale H 2 O c) sviluppo di un gas + + AD + CB AB + CD

8 a)Formazione di una sostanza insolubile (precipitato) 2AgNO 3 + K 2 CrO 4 Ag 2 CrO 4 + 2KNO 3 BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO HCl Na 2 S + CuCl 2 CuS + 2 NaCl

9 b) Formazione di H 2 O NaOH + HCl NaCl + H 2 O 2 KOH + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + H 2 O Mg(OH) 2 + 2HNO 3 Mg(NO 3 ) 2 + H 2 O

10 c) Formazione di gas Na 2 CO 3 +2HNO 3 2NaNO 3 +CO 2 + H 2 O CaSO 3 + 2HCl CaCl 2 +SO 2 + H 2 O NH 4 Cl + KOH KCl + NH 3 + H 2 O

11 Si definiscono sistemi chimici le sostanze (reagenti e prodotti) che partecipano alle trasformazioni fisiche e chimiche della materia. Tutto ciò che circonda il sistema viene definitoambiente. Sistema e ambiente I sistemi aperti scambiano con lambiente sia materia che energia. sistema ambiente energia materia

12 I sistemi chiusi scambiano con lambiente solo lenergia, ma non materia. I sistemi isolati non scambiano on lambiente né materia né energia. sistema ambiente sistema ambiente

13 Reazioni ed energia Nel corso di una reazione chimica si rompono dei legami e se ne formano di nuovi: il passaggio dai reagenti ai prodotti è sempre accompagnato da una variazione di energia chimica potenziale. In molti casi lenergia potenziale diminuisce, cioè i prodotti possiedono unenergia potenziale inferiore a quella dei reagenti, in altri casi accade linverso. Queste trasformazioni energetiche consistono, quasi sempre, in trasferimenti e scambi di calore o lavoro, (ad esempio lavoro elettrico in una pila o lavoro meccanico dovuto allespansione di un gas che si forma nel corso di una reazione) tra sistema e ambiente.

14 Reazioni esotermiche Le reazioni che avvengono con produzione di calore, cioè trasferiscono energia dal sistema allambiente, sono esotermiche. C + O 2 CO 2 + calore C 6 H 12 O 6 + O 2 6 CO H 2 O + calore In questa reazione non risultano importanti i prodotti di reazione, bensì il calore emesso.

15 Reazione esotermica SISTEMA AMBIENTE CALORE

16 Il calore di reazione Il calore emesso nel corso della reazione ha come fonte lenergia dei legami delle molecole. Nella combustione del metano, ad esempio : H O O O H C H + H H H O O O H H O C O + Lenergia immagazzinata nei legami C H del metano e nei legami O O dellossigeno è maggiore dellenergia dei legami C O dellanidride carbonica e dei legami H O dellacqua. Parte dellenergia immagazzinata nei legami dei reagenti si libera sotto forma di calore, il resto viene immagazzinato nei legami prodotti. Si formano molecole più stabili, con legami più forti.

17 Reazioni endotermiche Si definiscono endotermiche le reazioni che avvengono con assorbimento di calore dallambiente. N 2 + O 2 + energia 2NO H 2 + I 2 + energia 2HI CaCO 3 + energia CaO + CO 2

18 Reazione endotermica SISTEMA AMBIENTE CALORE

19 Nella formazione del monossido di azoto da azoto e ossigeno: Lenergia immagazzinata nei legami delle molecole dei prodotti di reazione (NO) è maggiore di quella immagazzinata nei legami delle molecole dei reagenti (N 2 e O 2 ). Pertanto occorre fornire energia dallesterno ai reagenti perché la reazione si verifichi. Si formano molecole più instabili con legami più deboli. Lenergia del sistema aumenta a spese del calore assorbito dallambiente. N O + N O

20 Lenergia e le sostanze chimiche Lenergia delle molecole è uguale alla somma della loro energia cinetica e di quella potenziale. Lenergia cinetica si concretizza in movimenti di traslazione (spostamento), rotazione (su sé stesse), vibrazione (oscillazione o variazione della distanza tra atomi)

21 Lenergia potenziale è legata alla posizione reciproca delle particelle cariche che compongono atomi, molecole e ioni. Lenergia potenziale delle particelle di carica opposta è maggiore se esse sono lontane e minore si sono vicine. Il contrario si ha per le particelle con la stessa carica. Nel corso di una reazione la posizione reciproca delle particelle cariche si modifica, in seguito alla rottura di alcuni legami e alla formazione di altri. Si ha così una variazione dellenergia potenziale.

22 energia H Cl molecole prodotte (HCl) Cl H molecole reagenti (H 2 e Cl 2 ) H Cl H elementi (H e Cl) H 2 + Cl 2 2HCl Energia

23 Lentalpia Lenergia potenziale, lenergia di legame, contenuta da ogni sostanza, viene definita entalpia ed indicata con H. Lentalpia è una grandezza estensiva, e, se riferita ad una mole di sostanza, si definisce entalpia molare. H = ENTALPIA

24 Se la reazione avviene a pressione costante, il calore assorbito o emesso nel corso di reazione coincide con la variazione di entalpia ΔH. Il simbolo Δ indica variazione. ΔH = H prodotti – H reagenti In una reazione esotermica il ΔH è negativo. ΔH < 0 In una reazione endotermica il ΔH è positivo. ΔH > 0

25 ENTALPIA H REAZIONI ESOTERMICHE C (s) + O 2(g) CO 2(g) reagenti prodotti Il ΔH è negativo, la reazione è esotermica ΔH<0

26 ENTALPIA H REAZIONI ENDOTERMICHE 2NO N 2 + O 2 reagenti prodotti Il ΔH è positivo, la reazione è endotermica ΔH>0

27 Calcolo del ΔH di una reazione con le energie di legame Con le energie di legame è possibile calcolare il calore (ΔH) di una reazione tra sostanze gassose: H H + Cl Cl 2 H Cl La reazione richiede due passaggi: -Scissione delle molecole dei reagenti (processo che richiede energia) HHHH + Energia per spezzare una mole di H 2 = kJ

28 Energia per spezzare una mole di Cl 2 = +242 kJ Totale energia richiesta: +678 kJ -Formazione dei legami nei prodotti di reazione (processo che comporta emissione di energia) + Cl H H Energia liberata nella formazione di due moli di HCl=-862 kJ. Calore di reazione ΔH = +687 kJ (energia necessaria per rompere i legami vecchi) + (-862 kJ) (energia liberata nella formazione dei legami nuovi)= -184 kJ. La reazione è esotermica, perché il ΔH è negativo H H Cl

29 Entalpia molare standard Analogamente ad altre grandezze fisiche, anche la variazione di entalpia dipende dalle condizioni in cui si trova il sistema. Essa, in particolare, dipende dalla temperatura, dalla pressione, e, limitatamente alle soluzioni, anche dalla loro concentrazione. E opportuno riferire il suo valore a determinate condizioni standard, per rendere possibile il confronto tra variazioni idi entalpie relative a diverse reazioni. Le condizioni standard sono: Pressione= 1 atm Temperatura = 25°C Concentrazione = 1mol. L -1 Quando la variazione di entalpia è riferita a queste condizioni standard, essa viene indicata con ΔH°

30 Entalpia molare standard di formazione Il calore di una reazione può essere ricavato utilizzando i calori di formazione dei composti che partecipano alla reazione. Questi valori ricavati sperimentalmente, sono chiamati entalpie molari standard di formazione e si trovano nelle tabelle. Essi corrispondono al calore assorbito o sviluppato nella formazione di una mole di un composto a partire dagli elementi e si indicano con ΔH° f. Per convenzione, lentalpia di formazione di un elemento è uguale a zero, se lelemento si trova nello stato di aggregazione più stabile a t=25°C e P=1 atm 2H 2(g) +O 2(g) 2H 2 O (l) ΔH° f = -285,8 kJ/mol Il valore negativo di ΔH° f sta ad indicare che lacqua liquida possiede unenergia inferiore a quella di idrogeno e ossigeno da cui è formata, per cui risulta più stabile.

31 Se consideriamo la reazione di formazione dellozono : 3/2 O 2(g) O 3(g) ΔH=+143 kJ/mol Il valore ΔH° f positivo suggerisce che lozono è instabile rispetto allossigeno molecolare. Disponendo dei valori di ΔH° f, è possibile il calcolo di ΔH° di una reazione eseguendo la somma delle entalpie di formazione dei prodotti e sottraendo la somma delle entalpie di formazione dei reagenti. ΔH° reazione = ΔH° f prodotti - ΔH° f reagenti

32 Entropia Nella vita di tutti i giorni, il concetto di disordine ci è familiare….Anche la Chimica è interessata al disordine, quello legato alla disposizione più o meno regolare delle particelle (atomi e molecole) e alla struttura della materia. Ad esempio: Solido: possiede una Liquido:le particelle Aeriforme: le struttura organizzata hanno più libertà di molecole possono movimento muoversi in tutte le direzioni La fusione del ghiaccio ad acqua liquida e levaporazione del liquido avvengono con aumento di entropia. La variazione di entropia è positiva: ΔH>0

33 1-Lentropia di una sostanza aumenta quando essa passa da solido a gas, ΔS>0 H 2 O (s) H 2 O (l) H 2 O (g) 2-Lentropia di una sostanza solida aumenta se essa viene disciolta in un solvente NaCl (s) Na + (aq) Cl (aq) Mentre nel solido gli ioni occupano posizioni rigide, gli ioni in soluzione possiedono notevole libertà di movimento, per cui lentropia del sistema aumenta ΔS>0. 3-Lentropia di una reazione diminuisce se questa procede con diminuzione del numero delle molecole. 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (g) Da tre molecole di sostanze reagenti si ottengono 2 molecole di prodotto. Lentropia del sistema diminuisce ΔS<0 La variazione di entropia di una trasformazione viene calcolata come differenza tra lentropia di formazione S° dei prodotti e lentropia di formazione S° dei reagenti: ΔS° = S° prodotti – S° reagenti

34 Lenergia libera Nei processi spontanei sono coinvolte sia lentalpia che lentropia. La funzione energia libera di Gibbs, G, tiene conto di entrambi i fattori, che compaiono nella relazione: G = H - TS, dove T è la temperatura assoluta a cui si verifica il processo. La variazione di energia libera è rappresentata dalla seguente equazione: ΔG =ΔH – TΔS Una reazione chimica può procedere spontaneamente se lenergia libera dei prodotti è inferiore allenergia libera dei reagenti. Un processo è spontaneo se lenergia libera diminuisce. A seconda del valore assunto da ΔG, si possono presentare queste tre situazioni: ΔG 0 la reazione non è spontanea; ΔG=0 la reazione è allequilibrio. Conoscendo lenergia libera standard delle sostanze coinvolte nella reazione il calcolo del ΔG è dato dalla relazione: ΔG° reazione = ΔG° prodotti - ΔG ° reagenti

35 Se consideriamo separatamente i contributi che i due termini, quello legato allentalpia e quello legato allentropia, forniscono alla variazione di energia libera, ci troviamo di fronte a quattro casi: 1-Sia la variazione di entalpia che quella di entropia sono favorevoli: in questo caso la spontaneità è assicurata a qualsiasi temperatura: ΔH 0 ΔG <0 2-Sia la variazione di entalpia, sia quella di entropia sono sfavorevoli, cioè la trasformazione è endotermica e procede con diminuzione di entropia. In questo caso la reazione non è spontanea in nessun caso. ΔH >0 ΔS 0

36 3- Il disordine aumenta, ma il processo è endotermico. Se il termine TΔS è maggiore di ΔH, la reazione è spontanea. Questa condizione si verifica più facilmente se la temperatura è alta. ΔH>0 ΔS>0 ΔG = ? 4-Lentropia diminuisce, ma il processo è esotermico. Anche in questo caso, come nel precedente, vince il contributo più forte. Lentalpia può prevalere nel determinare la spontaneità del processo, soprattutto alle basse temperature. ΔH>0 ΔS<0 ΔG = ? Nei casi dubbi, il terzo e il quarto, la temperatura è determinante. Per le reazioni endotermiche con entropia favorevole occorre una temperatura elevata, mentre per quelle esotermiche con entropia sfavorevole è meglio la bassa temperatura.


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