Le reazioni chimiche

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

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 H2 + O2 2 H2O

Classificazione delle reazioni chimiche 1-Reazioni di combinazione o di sintesi: due o più reagenti formano un unico prodotto: + AB A + B 2Mg + O2 2MgO C + O2 CO2

2-Reazioni di decomposizione : un composto si decompone per formare due o più prodotti: + AB A + B KClO3 2KCl + 2O2 CuCO3 CuO + CO2

3-Reazioni di scambio o di spostamento: un elemento libero sostituisce uno degli elementi del composto: + + A + BC AC + B 2Al + 3CuSO4 Al2(SO4)3 + 3Cu

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 H2O c) sviluppo di un gas + + AB + CD AD + CB

a)Formazione di una sostanza insolubile (precipitato) 2AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4 + 2KNO3 BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2 HCl Na2S + CuCl2 CuS + 2 NaCl

b) Formazione di H2O NaOH + HCl NaCl + H2O 2 KOH + H2SO4 K2SO4 + H2O Mg(OH)2+ 2HNO3 Mg(NO3)2+ H2O

c) Formazione di gas Na2CO3+2HNO3 2NaNO3+CO2 + H2O CaSO3 + 2HCl CaCl2 +SO2 + H2O NH4Cl + KOH KCl + NH3 + H2O

Sistema e ambiente 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 definito “ambiente”. I sistemi aperti scambiano con l’ambiente sia materia che energia. energia materia ambiente sistema

I sistemi isolati non scambiano on l’ambiente né materia né energia. I sistemi chiusi scambiano con l’ambiente solo l’energia, ma non materia. I sistemi isolati non scambiano on l’ambiente né materia né energia. ambiente sistema ambiente sistema

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 l’energia potenziale diminuisce , cioè i prodotti possiedono un’energia potenziale inferiore a quella dei reagenti, in altri casi accade l’inverso. 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 all’espansione di un gas che si forma nel corso di una reazione) tra sistema e ambiente.

Reazioni esotermiche Le reazioni che avvengono con produzione di calore, cioè trasferiscono energia dal sistema all’ambiente, sono esotermiche. C + O2 CO2 + calore C6H12O6 + O2 6 CO2 + 6 H2O + calore In questa reazione non risultano importanti i prodotti di reazione, bensì il calore emesso.

Reazione esotermica CALORE CALORE SISTEMA AMBIENTE

Il calore di reazione Il calore emesso nel corso della reazione ha come fonte l’energia 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 + L’energia immagazzinata nei legami C H del metano e nei legami O O dell’ossigeno è maggiore dell’energia dei legami C O dell’anidride carbonica e dei legami H O dell’acqua. Parte dell’energia 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.

Reazioni endotermiche Si definiscono endotermiche le reazioni che avvengono con assorbimento di calore dall’ambiente. N2 + O2 + energia 2NO H2 + I2 + energia 2HI CaCO3 + energia CaO + CO2

Reazione endotermica CALORE CALORE SISTEMA AMBIENTE

Nella formazione del monossido di azoto da azoto e ossigeno: L’energia immagazzinata nei legami delle molecole dei prodotti di reazione (NO) è maggiore di quella immagazzinata nei legami delle molecole dei reagenti (N2 e O2). Pertanto occorre fornire energia dall’esterno ai reagenti perché la reazione si verifichi. Si formano molecole più instabili con legami più deboli. L’energia del sistema aumenta a spese del calore assorbito dall’ambiente. N O N N + O O N O

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

L’energia potenziale è legata alla posizione reciproca delle particelle cariche che compongono atomi, molecole e ioni. L’energia 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 dell’energia potenziale.

H Cl elementi (H e Cl) Cl H Cl Cl H H energia molecole reagenti (H2 e Cl2) H2 + Cl2 2HCl H Cl H Cl molecole prodotte (HCl) Energia Energia

L’entalpia H = ENTALPIA L’energia potenziale, l’energia di legame, contenuta da ogni sostanza, viene definita entalpia ed indicata con H. L’entalpia è una grandezza estensiva, e, se riferita ad una mole di sostanza, si definisce entalpia molare. H = ENTALPIA

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

REAZIONI ESOTERMICHE ΔH<0 reagenti C(s) + O2(g) ENTALPIA H ΔH<0 CO2(g) prodotti Il ΔH è negativo, la reazione è esotermica

REAZIONI ENDOTERMICHE prodotti 2NO ENTALPIA H ΔH>0 N2 + O2 reagenti Il ΔH è positivo, la reazione è endotermica

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) H H H + H Energia per spezzare una mole di H2= + 436 kJ

Energia per spezzare una mole di Cl2= +242 kJ Cl Cl + Cl Cl Energia per spezzare una mole di Cl2= +242 kJ Totale energia richiesta: +678 kJ -Formazione dei legami nei prodotti di reazione (processo che comporta emissione di energia) Cl H H Cl H Cl H Cl 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

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°

2H2(g) +O2(g) 2H2O(l) ΔH°f = -285,8 kJ/mol 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, l’entalpia di formazione di un elemento è uguale a zero, se l’elemento si trova nello stato di aggregazione più stabile a t=25°C e P=1 atm 2H2(g) +O2(g) 2H2O(l) ΔH°f = -285,8 kJ/mol Il valore negativo di ΔH°f sta ad indicare che l’acqua liquida possiede un’energia inferiore a quella di idrogeno e ossigeno da cui è formata, per cui risulta più stabile.

Se consideriamo la reazione di formazione dell’ozono: 3/2 O2(g) O3(g) ΔH=+143 kJ/mol Il valore ΔH°f positivo suggerisce che l’ozono è instabile rispetto all’ossigeno 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

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 l’evaporazione del liquido avvengono con aumento di entropia. La variazione di entropia è positiva: ΔH>0

1-L’entropia di una sostanza aumenta quando essa passa da solido a gas, ΔS>0 H2O(s) H2O(l) H2O(g) 2-L’entropia 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 l’entropia del sistema aumenta ΔS>0. 3-L’entropia di una reazione diminuisce se questa procede con diminuzione del numero delle molecole. 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) Da tre molecole di sostanze reagenti si ottengono 2 molecole di prodotto. L’entropia del sistema diminuisce ΔS<0 La variazione di entropia di una trasformazione viene calcolata come differenza tra l’entropia di formazione S° dei prodotti e l’entropia di formazione S° dei reagenti: ΔS° = S° prodotti – S° reagenti

L’energia libera Nei processi spontanei sono coinvolte sia l’entalpia che l’entropia. 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 l’energia libera dei prodotti è inferiore all’energia libera dei reagenti. Un processo è spontaneo se l’energia libera diminuisce. A seconda del valore assunto da ΔG, si possono presentare queste tre situazioni: ΔG<0 la reazione è spontanea; ΔG >0 la reazione non è spontanea; ΔG=0 la reazione è all’equilibrio. Conoscendo l’energia libera standard delle sostanze coinvolte nella reazione il calcolo del ΔG è dato dalla relazione: ΔG°reazione = ΔG° prodotti - ΔG° reagenti

Se consideriamo separatamente i contributi che i due termini, quello legato all’entalpia e quello legato all’entropia, 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 ΔS >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 ΔG>0

3- Il disordine aumenta, ma il processo è endotermico 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-L’entropia diminuisce, ma il processo è esotermico. Anche in questo caso, come nel precedente, vince il contributo più forte. L’entalpia 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.