Termodinamica e cinetica

Presentazione sul tema: "Termodinamica e cinetica"— Transcript della presentazione:

1 Termodinamica e cinetica
Una reazione spontanea non è detto che avvenga rapidamente ma la velocità di una reazione può impedire di ottenere i prodotti in tempi ragionevoli Cdiamante  Cgrafite G° = -2,9 kJ/mol !!!!

2 Cinetica chimica A differenza della termodinamica che si occupa della stabilità relativa tra reagenti e prodotti in una reazione chimica, la cinetica chimica si occupa dello studio della velocità con cui avviene una reazione chimica e della dipendenza di questa da vari fattori. Inoltre, la cinetica si occupa anche di esaminare la sequenza dei processi chimici e fisici attraverso cui ha luogo la conversione tra reagenti e prodotti (meccanismo di reazione).  informazioni sull’interazione tra le molecole nel corso della reazione.

3 La velocità di reazione dipende da vari fattori:
Natura dei reagenti Concentrazione dei reagenti Temperatura di reazione Presenza di eventuali catalizzatori Superficie dell’interfaccia (se la reazione avviene tra reagenti in due fasi diverse)

4 Cinetica di una reazione
Il termine velocità viene usato per descrivere la variazione di una quantità nell’unità di tempo. La velocità di una reazione sarà quindi la variazione della concentrazione di uno dei reagenti o di uno dei prodotti ([X]) in un dato periodo di tempo (t)

5 Cinetica di una reazione

6 Cinetica chimica Studia la velocità delle reazioni chimiche
La velocità con la quale i reagenti si consumano per dare luogo ai prodotti aA + bB  cC + dD Grado di avanzamento della reazione  (la variazione per mole nel tempo della concentrazione dei reagenti o dei prodotti)

7 Leggi cinetiche Osservazione sperimentale, data la reazione:
aA + bB  cC + dD la velocità di reazione è proporzionale al prodotto delle concentrazione molare di ogni reagente ciascuno elevato ad una certa potenza k = costante cinetica x = ordine della reazione rispetto ad A y = ordine della reazione rispetto a B (x + y) = ordine COMPLESSIVO della reazione I valori di x,y, ... corrispondono con i coefficienti stechiometrici SOLO SE la reazione è uno stadio elementare

8 Leggi cinetiche I valori di x,y, ... corrispondono ai coefficienti stechiometrici SOLO SE la reazione è uno stadio elementare In generale il meccanismo globale di una reazione è costituito da una successione di stadi elementari, la velocità della reazione sarà determinata dalla cinetica dello stadio più lento

9 Leggi cinetiche reazione di ORDINE ZERO A  P vr = k
unità di misura di k = molL-1s-1 reazione al PRIMO ORDINE: A  P vr = k [A] unità di misura di k = s-1

10 Leggi cinetiche reazione al SECONDO ORDINE: 2A  P vr = k [A]2
unità di misura di k = L mol-1s-1 reazione al SECONDO ORDINE: ordine 1 in A e ordine 1 in B: A + B  P vr = k [A]  [B] reazione al SECONDO ORDINE: ordine 2 in A e ordine 0 in B: 2A + B  P

11 Leggi cinetiche integrate
FORNISCONO LA VARIAZIONE DELLA CONCENTRAZIONE DI UNA SPECIE IN FUNZIONE DEL TEMPO Reazioni di ordine zero: A  P La concentrazione del reagente decade linearmente nel tempo. tempo k aumenta [A]0 [A]

12 Leggi cinetiche integrate
Reazioni di primo ordine: A  P La concentrazione del reagente decade esponenzialmente nel tempo.

13 Leggi cinetiche integrate
Reazioni di primo ordine: A  P Il decadimento esponenziale di [A]0 è più veloce quanto più grande è il valore di k. tempo k aumenta [A]0 [A] Le concentrazioni dei reagenti raggiungono lo zero più rapidamente per valori grandi della costante cinetica

14 Leggi cinetiche integrate
Reazioni di secondo ordine: A2  P

15 Leggi cinetiche integrate
Reazioni di secondo ordine: A2  P Il decadimento di [A]0 è più veloce all’inizio rispetto ad una reazione del primo ordine, ma successivamente tende a zero più lentamente tempo K aumenta [A]0 [A] 1° ordine

16 Tempo di dimezzamento (semi-vita) di una reazione o di una sostanza
Una sostanza radioattiva è una specie i cui nuclei sono instabili e quindi spontaneamente decadono a formare altri elementi  la quantità di materiale radioattivo diminuisce nel tempo seguendo determinate leggi cinetiche i materiali radioattivi sono “pericolosi” perchè hanno tempi di semivita lunghi

17 Tempo di semi-vita t1/2 di una sostanza (o di una reazione) è il tempo necessario perché la sostanza (o la concentrazione di un reagente) si riduca alla metà del suo valore originario t1/2 di reazione  reazione chimica t1/2 radioattivo reazione nucleare

18 Tempo di semi-vita per una reazione del primo ordine
Per una reazione del primo ordine il tempo di dimezzamento di un reagente è indipendente dalla sua concentrazione iniziale (Poiché ln2 = 0.693…  la concentrazione di [A] si ridurrà ad 1/2[A] dopo un tempo 0.693/k, qualsiasi sia il valore effettivo di [A]) I tempi di dimezzamento per reazioni di ordine 2, 3, ..., non sono indipendenti dalla concentrazione iniziale

19 Studi quantitativi con i tempi di semi-vita

20 Teorie molecolari delle reazioni chimiche
Vi sono essenzialmente due teorie molecolari della cinetica delle reazioni chimiche: la teoria delle collisioni e la teoria dello stato di transizione. Esse permettono di interpretare diversi aspetti della cinetica chimica e, soprattutto: la variazione della velocità di reazione dalla temperatura La velocità aumenta all’aumentare di T: per fare un buon thè si aggiunge la bustina per 1 min ad acqua bollente, con acqua fredda il tempo si allunga (la cinetica di estrazione dell’essenza rallenta) la variazione della costante cinetica dalla temperatura La costante cinetica aumenta all’aumentare di T: per rallentare la velocità di deperimento del cibo lo si conserva in frigo

21 Teoria delle collisioni
una reazione chimica avviene in seguito all’urto di due o più molecole con un’energia superiore ad un dato valore minimo e con un’opportuna orientazione. È possibile, tramite la teoria cinetica dei gas, calcolare il numero di urti tra molecole per unità di tempo (la frequenza di collisione, ca urti al secondo). Se ogni urto formasse molecole di prodotto dovremmo avere velocità di reazione dell’ordine di 106 M/sec, mentre tipicamente le reazioni in fase gassosa procedono con una velocità di circa 10-4 M/sec. Quindi solo una frazione degli urti tra molecole gassose è efficace per la reazione chimica.

22 L’energia minima richiesta affinchè l’urto dia luogo alla reazione chimica è detta energia di attivazione, Ea, e dipende dalla particolare reazione considerata. La reazione avviene solo se l’energia cinetica delle due molecole collidenti è maggiore di Ea.

23 Un altro fattore che influenza la velocità della reazione chimica è l’orientazione delle molecole nel momento della loro collisione. Ad esempio se consideriamo la reazione: NN-O + N=O NN + O-N=O possiamo immaginare sia il risultato di un urto tra una molecola di N2O e una di NO con energia maggiore di Ea e la giusta orientazione.

24 k=p·f·z p = frazione di urti che hanno un’opportuna orientazione
Nella teoria delle collisioni la costante cinetica k per una certa reazione può quindi essere scritta come: k=p·f·z p = frazione di urti che hanno un’opportuna orientazione delle molecole reagenti. f = frazione delle collisioni aventi un’energia superiore all’energia di attivazione z = frequenza delle collisioni

25 Controllo della velocità
Sulla base della teoria degli urti è possibile dire che una reazione avviene solo se le due molecole reagenti si urtano con energia non inferiore all’energia di attivazione Ea. Più è alta Ea più difficile sarà la reazione.

26 Teoria dello stato di transizione
assume che man mano che le due molecole dei reagenti si avvicinano l’energia potenziale aumenta fino ad un max. = COMPLESSO ATTIVATO ovvero STATO di TRANSIZIONE Nel caso della reazione tra N2O e NO ciò può essere rappresentato come: N2O + NO [N-N O N-O]# N2 + NO2 complesso attivato Quando le molecole di reagente si avvicinano comincia a formarsi il legame O-N, prima che il legame N-O si rompa del tutto. Lo stato di transizione corrisponde ad una specie instabile in cui il legame N-O in N2O si è indebolito ma non ancora rotto e il legame O-N del prodotto NO2 si inizia a formare ma non è ancora completo.

27 PIOGGE ACIDE Le anidridi dell’azoto e dello zolfo, prodotte dagli scarichi dei processi civili ed industriali, reagiscono con l’acqua atmosferica, acidificando la pioggia

28 Teoria dello stato di transizione
Dal punto di vista energetico questo corrisponde ad una situazione in cui l’energia cinetica della collisione viene assorbita dal complesso attivato e si concentra nei legami che si devono rompere o formare. Se un’energia sufficiente si accumula in uno dei due legami, questo si rompe. A seconda del legame interessato si formeranno i prodotti o torneremo ai reagenti.

29 Inizialmente EP(reagenti)  con il progredire della reazione l’energia potenziale aumenta fino ad arrivare ad un massimo che corrisponde allo stato di transizione e poi diminuisce fino ad arrivare ad EP(prodotti) La differenza di energia fra il massimo e l’energia dei reagenti corrisponde all’energia di attivazione per la reazione diretta Ea. La reazione (diretta) avviene solo se l’energia cinetica delle due molecole collidenti è maggiore di Ea.

30 Se la reazione è esotermica l’energia dei prodotti è minore di quella dei reagenti mentre se la reazione è endotermica essa è maggiore e la differenza di energia corrisponde al H di reazione. - La differenza di energia fra il massimo e l’energia dei prodotti corrisponde all’energia di attivazione per la reazione inversa Ea(inversa). La reazione inversa avviene solo se l’energia cinetica delle due molecole collidenti è maggiore di Ea per la reazione inversa. Ea(reazione diretta)=Ea(reazione inversa) +H

31 Ma NON È UN INTERMEDIO DI REAZIONE, quindi non può essere isolato
Il COMPLESSO ATTIVATO rappresenta uno stato in cui A e B hanno cominciato a reagire per formare un aggregato di atomi che può ulteriormente evolvere nei prodotti o tornare indietro ai due reagenti iniziali: A + B ⇄ AB AB  prodotti Ma NON È UN INTERMEDIO DI REAZIONE, quindi non può essere isolato Se si considera la reazione di equilibrio dei reagenti con il complesso attivato: La costante termodinamica di equilibrio K sarà:

32 Equazione di Arrhenius
si può supporre che la velocità di reazione sia proporzionale alla concentrazione del complesso attivato: ma sappiamo anche che la legge cinetica è: dunque la costante cinetica è direttamente proporzionale alla costante di equilibrio relativa alla formazione del complesso attivato: Equazione di Arrhenius G* = energia libera di attivazione (G* = H*-TS*) H*= entalpia di attivazione; S*= entropia di attivazione

33 Equazione di Arrhenius
La velocità di una reazione dipende dalla temperatura ed in genere aumenta con T. Tale dipendenza è contenuta nella costante cinetica. equazione cinetica: v = k [A]x [B]y sarà k a variare con la temperatura A + B C + D L’equazione che descrive la variazione della costante cinetica con la temperatura è nota come equazione di Arrhenius T k A è una costante nota come fattore di frequenza, in realtà dipende poco dalla temperatura.

34 1/T lnk pendenza –Ea/RT All’aumentare della temperatura aumenta la costante di velocità e quindi la velocità della reazione

35 Catalisi Chiamiamo catalizzatore una sostanza che aumenta la velocità di una data reazione chimica senza entrare a far parte della reazione complessiva e quindi senza subire trasformazioni. In genere il catalizzatore entra a far parte del meccanismo di reazione in cui viene consumato in uno stadio elementare e rigenerato in un successivo. Con catalisi si intende l’aumento della velocità di reazione in seguito all’aggiunta del catalizzatore. Un esempio è la reazione fra SO2 ed O2 per dare SO3 che è catalizzata da NO: NO 2 SO2(g) + O2(g) SO3(g) Pur non entrando nella stechiometria della reazione complessiva la presenza di NO la reazione aumenta la velocità di reazione.

36 2 NO2(g) + SO2(g) NO(g) + SO3(g)
2 SO2(g) + O2(g) SO3(g) Questo accade perché in presenza di NO la reazione avviene con il seguente meccanismo: 2 NO(g) + O2(g) NO2(g) 2 NO2(g) + SO2(g) NO(g) + SO3(g) Le due molecole di NO consumate nel primo stadio vengono rigenerate nel secondo stadio.

37 L’azione di un catalizzatore può essere illustrata in un diagramma di energia potenziale e consiste nell’abbassamento dell’energia di attivazione della reazione. EP Ea 2SO2+O2 Ea1 Ea2 2SO3 Grado di avanzamento della reazione

38 Determinazione della legge cinetica: METODO DELL’ISOLAMENTO (per determinare l’ordine della reazione) Tutti i reagenti eccetto uno sono in largo eccesso  la loro concentrazione può essere considerata costante nel tempo Esempio Data la reazione: A + 2 B  C + D Velocità di reazione = k[A] [B]2 se B è in largo eccesso  [B]  cost  [B]  [B]0 ([B]0= concentrazione iniziale di B) vr = k’ [A] (k’=k[B]02) se A è in largo eccesso  [A]  cost  [A]  [A]0 ([A]0= concentrazione iniziale di A)  vr = k’’ [B]2 (k’’=k[A]0) Reazione di pseudo-primo ordine rispetto ad A Reazione di pseudo-secondo ordine rispetto a B

39 Determinazione della legge cinetica: METODO DELLE VELOCITA’ INIZIALI (per determinare l’ordine della reazione) Si misurano le velocità iniziali della reazione per diverse concentrazioni di [A] e [B] Se ci sono molte misure di velocità (v=d[A]/dt) a varie concentrazioni di [A] e [B], si potrebbe ricavare direttamente la legge cinetica da: Es. reazioni di ordine n in A: