Dispense prodotte nel corso POF “Giochi della Chimica 2012”

Presentazione sul tema: "Dispense prodotte nel corso POF “Giochi della Chimica 2012”"— Transcript della presentazione:

1 Dispense prodotte nel corso POF “Giochi della Chimica 2012”
IV Lezione

2 Equilibrio chimico Cinetica chimica

3 Tutti i fenomeni naturali sono raggruppabili in una di queste due categorie:
Trasformazioni fisiche Le sostanze non cambiano natura e non variano le proprietà caratteristiche Esempi: passaggi di stato; un sasso che cade; un oggetto che si rompe; un corpo scaldato che si dilata Trasformazioni chimiche Le sostanze cambiano natura e variano le proprietà caratteristiche Esempi: elettrolisi dell’acqua; tutte le combustioni; il ferro che si arrugginisce; l’acido che corrode; un petardo che esplode

4 Le funzioni di stato La termodinamica è quella branca della fisica e della chimica che descrive le trasformazioni subite da un sistema in seguito a processi che coinvolgono la trasformazione di massa ed energia. Dal punto di vista termodinamico, le trasformazioni fisiche e chimiche vengono studiate attraverso le funzioni di stato Le funzioni di stato dipendono soltanto dallo stato del sistema. La variazione di una funzione di stato nel passare da uno stato all’altro è indipendente dal percorso fatto. L’energia interna è funzione di stato; calore e lavoro non lo sono.

5 Funzione di stato DE DHa DHb DHc DHc= DHa+ DHb

6 unità di misura l'unità di misura energia nel S.I. è il joule (j): l J =1 kg m2/s2  Una unità di misura largamente utilizzata in chimica è la caloria (cal): quantità di energia necessaria per aumentare di l°C la temperatura di 1 g di acqua.  1 cal = j

7 E INTERNA = E CINETICA + E POTENZIALE
Energia interna L’energia interna di un sistema è una grandezza di stato. Essa comprende tutte le forme di energia che possono essere scambiate attraverso processi fisici semplici (non nucleari) o reazioni chimiche E INTERNA = E CINETICA + E POTENZIALE Energia cinetica di traslazione di rotazione Energia di legame intermolecolare Energia di legame intramolecolare Energia vibrazionale L’energia potenziale può essere intesa come l’energia chimica di un sistema L’energia cinetica può essere intesa come energia termica

8 1° Principio della termodinamica:
L'energia interna di un sistema isolato si mantiene costante. A variazione di energia interna di tipo chimico (o potenziale) corrispondono variazioni uguali ma di segno opposto dell’energia di tipo cinetico Per sistemi chiusi, l’energia complessiva del sistema e dell’ambiente nel corso di una trasformazione non cambia. In questo caso il sistema deve scambiare energia con l’ambiente circostante e la quantità di energia scambiata è uguale alla variazione di energia interna del sistema. L’energia può essere scambiata come calore e come lavoro Il primo principio della termodinamica è di fatto una espressione della legge di conservazione dell’energia. In una qualsiasi trasformazione l’energia interna del sistema U aumenta di una quantità pari al calore assorbito dal sistema e diminuisce di una quantità pari al lavoro compiuto dal sistema

9 materia sistema aperto energia sistema chiuso energia sistema isolato

10 PERCHE’ AVVENGONO LE REAZIONI CHIMICHE
La regola dell'ottetto spiega perché gli atomi isolati reagiscono tra loro, ma non spiega perché lo facciano gli elementi o i composti (che l’ottetto hanno già raggiunto).

11 ENTALPIA (contenuto di calore o calore di reazione)
Comunemente, i sistemi naturali evolvono spontaneamente verso stati di minore energia e maggiore stabilità Alta energia, bassa stabilità Bassa energia, alta stabilità Nelle trasformazioni chimiche per rompere un legame chimico è necessario fornire energia, mentre quando si forma un legame si libera energia. Per cui soltanto quando i legami che si formano (energia liberata) sono nel complesso più forti di quelli che si rompono (energia da fornire) la reazione produce energia, il sistema evolve verso uno stato di minore energia e quindi di maggiore stabilità Se la reazione avviene a pressione costante l’energia si libera sotto forma di calore e il processo viene detto esotermico Esistono reazioni in cui i legami che si formano (energia liberata) sono sono più deboli di quelli che si rompono (energia da fornire), per cui in questo caso affinchè la reazione avvenga bisogna fornire calore (nel caso si operi a pressione costante) La reazione è detta endotermica

12 Reazioni esotermiche (spontanee) Δ H < 0
REAGENTI La reazione produce energia Legami + deboli, stabilità minore 2H2+O2→2H2O + energia PRODOTTI Legami + forti, stabilità maggiore C6H12O6+6O2→6CO2+6H2O + energia Reazioni endotermiche (non spontanee) Δ H < 0 PRODOTTI La reazione assorbe energia Legami + deboli, stabilità minore 2H2O + energia → 2H2+O2 REAGENTI Legami + forti, stabilità maggiore 6CO2+6H2O + energia →C6H12O6+6O2

13 Processo endoergonico
(richiede energia) Processo esorgonico (libera energia)

14 Pila carica → pila scarica + energia
Reazione esotermica Pila carica → pila scarica + energia Reazione endotermica Pila scarica + energia → pila carica Reazione esotermica ATP → ADP + P + energia Reazione endotermica ADP + P + energia → ATP A P ADP A P ATP Le reazioni chimiche

15 Processo endoergonico, assorbimento di energia solare
Ciclo del carbonio Processo endoergonico, assorbimento di energia solare FOTOSINTESI CO2 + H2O Glucosio + O2 RESPIRAZIONE CELLULARE Processo esoergonico, produzione di energia chimica Tutta l’energia utilizzata dai viventi deriva dal Sole

16 L’entalpia ΔH, è una proprietà di stato, che misura l’energia del sistema disponibile in forma di calore a P costante. Per un processo esotermico Δ H < 0 . Il sistema evolve verso una maggiore stabilità in cui il calore interno dei prodotti è minore di quello reagenti (si sono formati legami più forti e c’è stato pertanto produzione di calore) Per un processo endotermico Δ H > 0. Il calore interno dei prodotti è maggiore di quello dei reagenti, per cui la reazione avviene soltanto fornendo calore. La conoscenza dei valori di entalpia delle sostanze consente molte applicazioni pratiche, ma poiché l'entalpia dipende dalla pressione e dalla temperatura, è necessario per renderne confrontabili i valori, riferirsi alle entalpie determinate fissando condizioni standard (25 °C e 1 atm). Si definisce entalpia di formazione standard (o calore di formazione standard) di un composto la variazione di entalpia, indicata come Δ H°f, connessa alla formazione di una mole di composto a partire dagli elementi, in condizioni standard. Poiché non è possibile misurare l'entalpia assoluta degli elementi, si è convenuto di assegnare a tutti gli elementi un'entalpia standard, H°, uguale a zero.

17 DH = HPRODOTTI - HREAGENTI
SISTEMA CHIMICO REAGENTI  PRODOTTI DH = HPRODOTTI - HREAGENTI Se DH < 0 la reazione è esotermica Se DH > 0 la reazione è endotermica N2H4 + H2O2  N2 + 4H20 2HgO  2Hg + O2 H H N2H4 + H2O2 2Hg + O2 ? ? - q + q N2 + 4H20 2HgO ? ? DH = Kcal/mole O2 DH = Kcal/mole N2

18 Legge di Hess Per un'equazione chimica che può essere scritta come la somma di due o più stadi la variazione di entalpia per l'equazione totale è uguale alla somma delle variazioni di entalpia per gli stadi singoli. È una conseguenza diretta del fatto che l'entalpia è una funzione di stato Non importa come si arriva dai reagenti a prodotti ( in uno o più stadi) la variazione di entalpia per una data reazione chimica è la stessa.

19 Entalpie standard di formazione
La legge di Hess permette di correlare le variazioni di entalpia di tutte le possibili reazioni chimiche a quelle di un certo numero limitato di reazioni di riferimento che sono poi le uniche ad essere tabulate. Queste reazioni sono le reazioni di formazione dei composti a partire dagli elementi che li costituiscono Le variazioni di entalpia per tali reazioni sono inoltre riportate per certe condizioni standard termodinamiche che corrispondono ad 1 atm di pressione e temperatura specificata (di norma 25°C). Sia per i composti che per gli elementi si deve poi far riferimento alla forma più stabile (sia come stato fisico che allotropo) in tali condizioni. Questo è lo stato standard. Un allotropo è una delle due o più forme standard di un elemento nello stesso stato fisico.

20 Calcolo delle entalpie standard di formazione
Le entalpie standard di formazione possono essere usate per ottenere l'entalpia standard di una qualsiasi reazione utilizzando la legge di Hess. Ad esempio consideriamo la reazione: CH4(g) + 4Cl2(g)  CCl4(l) + 4HCl(g) H°= ? Questa può essere ottenuta come combinazione delle reazioni di formazione dei vari composti implicati: C(graf) + 2H2(g)  CH4(g) H= -79,9 kJ Cl2(g)  Cl2(g) H= 0 kJ C(graf) + 2Cl2(g)  CCl4(l) H= -139 kJ ½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl H= -92,3 kJ Si osserva che la combinazione delle reazioni di formazione per dare la reazione totale implica che queste vadano moltiplicate per un numero che è il coefficiente stechiometrico con cui il composto compare nella reazione totale.

21 Inoltre, se il composto compare ai reagenti, la sua reazione di formazione va invertita (moltiplicata per –1). Per la reazione precedente: CH4(g) + 4Cl2(g)  CCl4(l) + 4HCl(g) H°= ? otteniamo: CH4(g)  C(graf) + 2H2(g) H= (-79,9 kJ)x(-1) C(graf) + 2Cl2(g)  CCl4(l) H= (-139 kJ)x(1) 2H2(g) + 2Cl2(g)  4HCl H= (-92,3 kJ)x(4) ___________________________ _________________________ CH4(g)+4Cl2(g)CCl4(l)+4HCl(g) H°= -433 kJ Si noti che non occorre includere il H°f degli elementi che compaiono nella reazione (Cl2) perchè esso è zero per definizione.

22 H°=  n H°f (prodotti) -  m H°f (reagenti)
In generale è possibile dimostrare la seguente relazione per il H° di una generica reazione reagenti  prodotti H°=  n H°f (prodotti) -  m H°f (reagenti) in cui n e m sono i coefficienti stechiometrici di prodotti e reagenti rispettivamente Nel caso precedente: CH4(g) + 4Cl2(g)  CCl4(l) + 4HCl(g) H°= ? Si avrebbe ad esempio H°= [H°f(CCl4)+4H°f(HCl)]-[H°f(CH4)+4H°f(Cl2)] = =[(-139)+4 (-92,3)]-[(-74,9)+4 (0)] = -433 kJ In alcuni casi in cui è nota l'entalpia standard di una reazione ma non l'entalpia standard di formazione di uno dei composti implicati, quest'ultima può essere ricavata dall'equazione generale suddetta esplicitando rispetto al H°f incognito

23 P4S3(s) + 8 O2(g)  P4O10(s) + 3 SO2(g)
Esempio: Un fiammifero da cucina contiene P4S3. Quando questo brucia in eccesso di ossigeno esso sviluppa 3667 kJ di calore per mole di P4S3 alla pressione costante di 1 atm, secondo la reazione P4S3(s) + 8 O2(g)  P4O10(s) + 3 SO2(g) Sapendo che H°f(P4O10)=-2940 kJ/mol e che H°f(SO2)=-296,8 kJ/mol si calcoli il H°f(P4S3). Poichè la reazione avviene con sviluppo di calore questo vuol dire che per la reazione scritta sopra H°=-3667 kJ. Per risolvere il problema applichiamo la relazione: H°=  n H°f (prodotti) -  m H°f (reagenti) che nel nostro caso diventa: H°= [ H°f(P4O10) + 3 H°f(SO2)] - [H°f(P4S3) + 8 H°f(O2)] Sostituiamo i valori noti: -3667 = [  (-296,8)] - [H°f(P4S3) + 8  (0)]

24 Risolviamo quindi per H°f(P4S3)
= 3667 – ,4 = -163 kJ

25 ENTROPIA In natura esistono tuttavia anche trasformazioni endotermiche spontanee Ad esempio: evaporazione dell’acqua e fusione del ghiaccio, che assorbono calore dai corpi a contatto, raffreddandoli Dissoluzione in acqua di alcuni soluti solidi, come ad esempio il nitrato di ammonio (NH4NO3), In questi casi il sistema non evolve verso stati di minor energia, perché l’energia assorbita dall’esterno resta immagazzinata nei prodotti finali della trasformazione. La tendenza che guida tali trasformazioni è quella verso l’aumento del disordine, ovvero dell’entropia I sistemi naturali infatti evolvono spontaneamente sia verso la massima stabilità (minima energia), che verso il massimo disordine (massima entropia).

26 Pertanto: Oltre alle variazioni di temperatura di un sistema per valutare la spontaneità di una reazione occorre considerare la variazione dello stato di disordine di un sistema (ENTROPIA : S)

27 Entropia e disordine aumentano
Come varia l’entropia Entropia e disordine aumentano Nei passaggi di stato da solido a liquido e da liquido a gas l’entropia aumenta; nella direzione opposta l’entropia diminuisce (il liquido è più disordinato del solido, il gas è più disordinato del liquido) Entropia e disordine diminuiscono Nella dissoluzione di un solido in un liquido l’entropia aumenta (la soluzione è più disordinata dello stato iniziale, formato dal solido e dal liquido separati) Nella dissoluzione di un gas in un liquido l’entropia diminuisce (la soluzione liquida è più ordinato dello stato iniziale formato da liquido e gas separati) Nelle reazioni chimiche in cui sono coinvolti i gas, se il numero delle molecole di gas aumenta durante la reazione, anche l’entropia aumenta; se invece il numero di molecole gassose diminuisce, anche l’entropia diminuisce. CaCO3(s) ⇆CaO(s) + CO2(g) l’entropia aumenta N2(g)+3H2(g) ⇆2NH3(g) l’entropia diminuisce

28 2° Principio della termodinamica
Il 1° principio non è in grado di escludere il passaggio di calore da un corpo più freddo ad uno più caldo; richiede soltanto che le quantità di calore scambiate siano uguali. Il 2° principio ci fornisce un criterio per identificare la direzione nella quale ha luogo una trasformazione fisica o chimica: esso ci dice che i fenomeni naturali tendono ad evolvere verso lo stato di massimo disordine. Il disordine di un sistema è misurato con una funzione di stato detta Entropia; si indica con la lettera S ed ha come unità di misura J/°K.mol. La produzione di calore nelle reazioni chimiche determina un aumento dell’entropia del sistema (reazioni endotermiche) o dell’ambiente (reazioni esotermiche) che porta ad una degradazione dell’energia (il calore non può essere riconvertito completamente in altre forme di energia) L’entropia totale dell’universo è in costante aumento

29 Energia libera di Gibbs
Il 1 e 2° principio stabiliscono 2 tendenze della natura: a) tendenza ad assumere un valore minimo dell’energia interna E b) tendenza ad assumere la conformazione di massimo disordine e cioè il massimo valore di Entropia S Queste due tendenze, accoppiate con la temperatura del sistema, permettono di definire una nuova funzione di stato capace di indicarci in quale direzione evolverà il sistema: . Energia libera di Gibbs (G) G= H -TS La sua diminuzione rappresenta il lavoro utile che il sistema è in grado di fornire: ΔG = Lavoro utile Se ΔG negativo la reazione chimica è esoergonica (ci dà lavoro utile); Se ΔG positivo la reazione chimica è endoergonica. Se ΔG = 0 il sistema è all’equilibrio

30 Se consideriamo sia il contributo ergonico, che quello entropico, possiamo concludere che:
Se una trasformazione conduce sia ad una diminuzione dell’energia (reazione esotermica), che ad un aumento dell’entropia, essa sarà sempre spontanea a qualunque temperatura Es. C6H12O6 (s) + 6O2 (g) ⇆ 6CO2 (g) + 6H2O (l) + energia Se una trasformazione conduce sia ad un aumento dell’energia (reazione endotermica), che ad una diminuzione dell’entropia, essa non sarà mai spontanea a qualunque temperatura. Es. 6CO2 (g) + 6H2O (l) + energia ⇆ C6H12O6 (s) + 6O2 (g) Se una trasformazione conduce ad una diminuzione dell’energia (reazione esotermica), ma anche ad una diminuzione dell’entropia, essa sarà spontanea solo a bassa temperatura. Es. N2(g) + 3H2(g) ⇆2NH3(g) Se una trasformazione conduce sia ad un aumento dell’energia (reazione endotermica), che ad un aumento dell’entropia, essa sarà spontanea solo ad alta temperatura. Es. CaCO3(s) ⇆CaO(s) + CO2(g)

31 DG = DH - TDS DG < 0 DG = 0 DG > 0
Variazione dell’energia libera DG < 0 DG = 0 DG > 0 Processo spontaneo Sistema all’equilibrio Processo non spontaneo Condizioni che determinano la spontaneità di una trasformazione Reazione spontanea Variazione di entropia Esotermica (DH < 0) Aumento (DS > 0) SI In ogni caso DG < 0 diminuizione (DS < 0) Solo se |TDS| < |DH| Endotermica (DH > 0) Solo se |TDS| > |DH| NO In ogni caso DG > 0

32 DH = - 82 -TDS = - 136 DG = - 218 -TDS = + 82 DG = - 1326 DH = - 1376
Fermentazione del glucosio ad etanolo C6H12O2(s)  2 C2H5OH(l) + 2 CO2(g) DH = - 82 -TDS = - 136 DG = - 218 DH = -TDS = + 82 DG = Combustione dell’etanolo C2H5OH(l) + 3O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(l) DH = + 110 -TDS = - 140 DG = - 30 Decomposizione del pentossido d’azoto N2O5(s)  2 NO2(g) + 1/2 O2(g)

33 NaCl (s)  Na+nH2O + Cl-nH2O
L’entropia aumenta quando sostanze polari si sciolgono in solventi polari NaCl (s)  Na+nH2O + Cl-nH2O DH > 0 -TDS < 0 DG < 0

34 L’EQUILIBRIO CHIMICO

35 REVERSIBILITA’ DELLE REAZIONI CHIMICHE
Alta temperatura, recipiente aperto Bassa temperatura, alta pressione CaO + CO2 → CaCO3 CaCO3→ CaO + CO2 Le due reazioni sono reversibili CaCO3 ⇆ CaO + CO2

36 Le reazioni reversibili
Una reazione è reversibile quando il valore dell’equazione ΔG = ΔH – T • ΔS è uguale a 0 - Sono reazioni reversibili quelle che hanno un fattore di spontaneità (s) e un fattore di non spontaneità (n-s) ΔH - ΔS - ΔH + ΔS + Endotermiche (n-s) Diminuzione ordine (s) Esotermiche (s) Aumento ordine (n-s)

37 V1=K1[CaCO3] V2=K2[CaO] [CO2] 1) CaCO3→CaO+CO2 2) CaO+CO2→CaCO3
L’EQUILIBRIO CHIMICO 1) CaCO3→CaO+CO2 V1=K1[CaCO3] 2) CaO+CO2→CaCO3 V2=K2[CaO] [CO2]

38 La concentrazione del reagente diminuisce nel tempo
V1 diminuisce nel tempo La concentrazione dei prodotti cresce nel tempo V2 cresce nel tempo Quando V1=V2 il sistema raggiunge l’equilibrio Equilibrio dinamico: le due reazioni non si fermano, ma continuano ad avvenire assieme alla stessa velocità La concentrazione dei prodotti e dei reagenti rimane costante nel tempo

39 A B A B A B Anche mettendo l’acqua iniziale in B, invece che in A, si raggiungerebbe la stessa situazione finale di equilibrio

40 LA LEGGE DI AZIONE DELLE MASSE
All’equilibrio la velocità della reazione diretta (V1) è uguale a quella della reazione inversa (V2) e la concentrazione di tutte le sostanze presenti resta costante a temperatura costante V1=K1[CaCO3] V2=K2[CaO] [CO2] Se V1=V2 K1[CaCO3] =K2[CaO] [CO2] [CaO] [CO2] [CaCO3] = K1 K2 [CaO] [CO2] [CaCO3] Keq = Keq è la costante di equilibrio della reazione, il cui valore è caratteristico di ogni reazione e dipende unicamente dalla temperatura

41 reagenti ⇆ prodotti [CaO] [CO2] Keq [CaCO3] =
Keq è indipendente sia dal cammino seguito per raggiungere l’equilibrio, che dalle quantità delle sostanza coinvolte Ad una data temperatura, la Keq di ogni reazione è una proprietà caratteristica della reazione medesima Legge di azione delle masse: è il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti di reazione ed il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti all’equilibrio, ciascuna concentrazione essendo elevata ad una potenza uguale al coefficiente stechiometrico con cui la specie compare nella reazione reagenti ⇆ prodotti [CaO] [CO2] [CaCO3] Keq =

42 Il valore di Keq dice da che parte è spostato l’equilibrio ed indica quindi quanto la reazione è avvenuta

43 A + B ⇆ C + D A + B → C + D 2) C + D → A + B V1=K1[A] [B] V2=K2[C] [D]
IL PRINCIPIO DELL’EQUILIBRIO MOBILE (O DI LE CHATELIER BRAUN) Ovvero cosa accade intervenendo sul sistema all’equilibrio A + B ⇆ C + D A + B → C + D Reazione diretta 2) C + D → A + B Reazione inversa V1=K1[A] [B] V2=K2[C] [D] A B A B A B Aggiungendo reagenti aumenta la velocità della reazione diretta (1) e l’equilibrio si sposta verso destra Le concentrazioni di tutte le sostanze presenti sono variate, ma il valore della Keq rimane immutato

44 A B A B A B Aggiungendo prodotti aumenta la velocità della reazione inversa (2) e l’equilibrio si sposta verso sinistra A B A B A B Eliminando reagenti diminuisce la velocità della reazione diretta (1) e l’equilibrio si sposta verso sinistra Le concentrazioni di tutte le sostanze presenti sono variate, ma il valore della Keq rimane immutato

45 A B A B A B Eliminando prodotti diminuisce la velocità della reazione inversa (2) e l’equilibrio si sposta verso destra Con reazioni endotermiche o esotermiche l’equilibrio viene modificato anche fornendo o sottraendo calore; in questo caso però anche il valore di Keq viene variamente modificato N2 + 3H2⇆ 2NH3 + calore Un aumento di temperatura (fornitura di calore) sposta l’equilibrio nel senso della reazione endotermica; una diminuzione di temperatura (sottrazione di calore) lo sposta nel senso della reazione esotermica.

46 Quando le sostanze coinvolte nell’equilibrio sono gas, ed il numero delle molecole dei reagenti è diverso da quello dei prodotti, si perturba l’equilibrio anche agendo sulla pressione oppure sul volume . Tutte le sostanze sono gas; a sinistra vi sono 4 molecole, mentre a destra ve ne sono solo 2; andando da sinistra verso destra il numero delle molecole diminuisce N2 + 3H2 ⇆ 2NH3 Aumentando la pressione (o diminuendo il volume), l’equilibrio si sposta verso destra; diminuendo la pressione (o aumentando il volume), l’equilibrio si sposta verso sinistra Principio di Le Chatelier – Braun: un sistema chimico all’equilibro reagisce alle variazioni effettuate su di esso cercando di annullarne gli effetti

47 CINETICA CHIMICA

48 LA VELOCITA’ DELLE REAZIONI CHIMICHE
Termodinamica e cinetica Come si esprime la velocità di reazione La velocità di reazione Come si determina la velocità di una reazione La teoria delle collisioni Natura dei reagenti Stato di suddivisione dei reagenti I fattori che influenzano la velocità di una reazione Concentrazione dei reagenti Ordine e molecolarità Catalizzatori

49 TERMODINAMICA E CINETICA
TERMODINAMICA: fornisce indicazioni per definire se un processo si verifica spontaneamente oppure no ΔG<0 il processo è spontaneo ΔG>0 il processo è non spontaneo La termodinamica non fornisce indicazione sui tempi in cui avvengono le reazioni: es: 2 NO O2 + N2 ΔG= KJ È una reazione estremamente lenta!

50 In base tempo di svolgimento esistono:
Reazioni chimiche istantanee (reazione tra metalli alcalini e acqua) veloci (combustione di un pezzo di legno) lente ( formazione della ruggine) lentissime (processi di fossilizzazione della materia organica) Quando entra in gioco il fattore TEMPO DI SVOLGIMENTO di una reazione, i soli criteri termodinamici non permettono di fare previsioni attendibili CINETICA CHIMICA: parte della chimica che studia la velocità delle reazioni chimiche

51 La cinetica chimica studia la velocità delle reazioni
La cinetica chimica è molto importante Molte reazioni, anche se spontanee, avvengono così lentamente per cui, di fatto, è come se non avvenissero. I combustibili, ad esempio, non bruciano senza innesco

52 Alcune reazioni si cerca di accelerarle ….
altre si cerca di rallentarle ….

53 La velocità delle reazioni
Non è sufficiente sapere se una data reazione chimica avvenga spontaneamente o meno Vogliamo anche sapere a che velocità si sviluppi La velocità delle reazioni Velocità: grandezza fisica che misura le variazioni di una grandezza fisica, fratto il tempo in cui essa si realizza Nel corso di una reazione chimica i reagenti si trasformano in prodotti: la quantità dei primi quindi diminuisce, mentre quella dei secondi aumenta La velocità di una reazione chimica indica il numero delle moli di reagente consumato, oppure il numero delle moli di prodotto formato, nell'unità di tempo.

54 Gli atomi si legano attraverso le loro porzioni più esterne
La teoria degli urti Gli atomi si legano attraverso le loro porzioni più esterne Perché si formi un legame tra i reagenti (dunque perché avvenga una reazione) è necessario che i loro atomi si urtino Fattori che influenzano la velocità delle reazioni 1) Concentrazione dei reagenti Nell’autoscontro il numero degli urti aumenta col numero delle auto presenti in pista In autostrada il rischio di incidenti è tanto maggiore quanto più intenso è il traffico

55 V=K[C][O2] C + O2⇆CO2 2H2+O2⇆2H2O V=K[H2][H2][O2] V=K[H2] 2[O2]
Nel recipiente in cui avviene una reazione il numero degli urti tra le molecole reagenti cresce col numero di particelle presenti per unità di volume, ovvero all'aumentare della loro concentrazione C + O2⇆CO2 V=K[C][O2] V = velocità di reazione K = costante di proporzionalità [C] = concentrazione molare del carbonio [O2] = concentrazione molare dell’ossigeno 2H2+O2⇆2H2O La velocità delle reazioni è direttamente proporzionale al prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, ognuna elevata al corrispondente coefficiente stechiometrico V=K[H2][H2][O2] V=K[H2] 2[O2]

56 2) Geometria delle molecole
Perché si formi un legame è necessario che le molecole si urtino nel modo giusto (urti efficaci) All’aumentare della complessità geometrica dei reagenti gli urti efficaci sono sempre più difficoltosi O3 + NO⇆O2+NO2 C O H + → CO2 + H2O⇆H2CO3 La velocità delle reazioni chimiche diminuisce all’aumentare delle dimensioni e della complessità dei reagenti

57 3) Suddivisione dei reagenti
Gli urti tra le molecole dei reagenti avvengono solo alla superficie di questi ultimi; nei corpi solidi solo la superficie è realmente interessata dalla reazione Maggiore è la superficie esposta alla reazione e maggiore sarà la velocità di quest’ultima La superficie aumenta con la suddivisione dei reagenti La velocità delle reazioni aumenta con la suddivisione dei reagenti.

58 Un granello di sostanza è formato comunque da centinaia di migliaia o da milioni di atomi (le dimensioni dell’atomo sono infatti dell’ordine dei decimilionesimi di millimetro) L’unico sistema per suddividere ulteriormente le sostanze è quello, se possibile, di scioglierle in una soluzione In soluzione le reazioni sono più veloci Per questo motivo gli esseri viventi sono costituiti in abbondanza di acqua, che è un ottimo solvente Viceversa, volendo rallentare reazioni che normalmente avvengono in acqua è possibile disidratare le sostanze. Questo principio viene sfruttato nella conservazione degli alimenti in polvere oppure sotto sale

59 4) Energia di attivazione
C + O2⇆CO2 4) Energia di attivazione La reazione avviene solo grazie ad una spinta energetica C + O2 C + O + O CO2 Inizialmente è necessario fornire energia per rompere i legami all’interno dei reagenti Energia di attivazione Si definisce energia di attivazione la quantità minima di energia necessaria ai reagenti perché una reazione possa avvenire L’energia di attivazione è un importante fattore di controllo delle reazioni Anche le reazioni esotermiche hanno bisogno di energia di attivazione. Se la reazione è esotermica, una volta iniziata si auto sostiene

60 5) Temperatura All’aumentare della temperatura cresce l’energia cinetica delle particelle Nello stesso senso cresce quindi la frequenza e la violenza degli urti Cresce pertanto anche il numero degli urti efficaci La velocità delle reazioni aumenta all’aumentare della temperatura

61 2H2 + O2⇆2HO2 6) Catalizzatori
Per accelerare una reazione non sempre è possibile scaldare i reagenti, suddividerli oppure averli in elevate concentrazioni Tuttavia, se abbassiamo l’energia di attivazione ed avviciniamo tra loro i reagenti, in modo che entrino in contatto con le zone che effettivamente reagiscono, la velocità della reazione aumenta ugualmente A H2 O2 H2O B C D Il platino lega temporaneamente l’idrogeno → la concentrazione aumenta, → si libera calore che rompe i legami→aumenta la frequenza degli urti efficaci La reazione avviene velocemente ed a freddo

62 Il platino non viene consumato, in quanto di fatto non partecipa alla reazione
Ecco un esempio di catalisi Catalizzatore: sostanza che accelera una reazione chimica senza parteciparvi e quindi senza essere consumato I catalizzatori abbassano l’energia di attivazione ed aumentano la frequenza degli urti efficaci I catalizzatori hanno un impiego vastissimo

63 G. Natta Nobel per la Chimica 1963

64 Oggi mi sento molto reattivo
Enzimi: particolare classe di proteine con funzione di catalizzatori biologici Oggi mi sento molto reattivo Attivi in tutti i tipi di cellule, rendono possibile lo svolgimento contemporaneo, e senza interferenza, di moltissime reazioni chimiche, a basse temperature e con concentrazioni ridotte

65 Riassumendo Dal punto di vista termodinamico, una reazione chimica avviene spontaneamente se: Si ha un aumento di stabilità e/o di entropia; Per quanto riguarda l’aspetto cinetico bisogna ricordare che la velocità di una reazione aumenta quando le particelle si urtano nel modo giusto e con energia adeguata ; la velocità di una reazione aumenta viene fornita l’energia di attivazione. La velocità delle reazioni diminuisce nel tempo ed all’aumentare delle dimensioni e della complessità dei reagenti ; La velocità delle reazioni aumenta all’aumentare della temperatura, della concentrazione e della suddivisione dei reagenti ;

66 Leggi cinetiche reazione di ORDINE ZERO A  P vr = k
L’ordine di reazione relativo ad un reagente è l'esponente al quale è elevata la concentrazione del reagente nell'equazione cinetica 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

67 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