La velocità delle reazioni. Equilibrio chimico

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1 La velocità delle reazioni Equilibrio chimico

2 Velocità di reazione È la velocità con cui i reagenti di una reazione si trasformano in prodotti nell unità di tempo Lo studio della velocità di reazione viene chiamata cinetica chimica Vi sono reazioni che sono talmente lente da essere completamente prive di ogni applicazione (cineticamente impedite) o, al contrario, vi sono reazioni veloci (carta che brucia) e altre molto veloci da essere incontrollabili o addirittura pericolose( es. esplosioni). Altre reazioni possono avvenire in pochi giorni (maturazione degli ortaggi) mentre la formazione della ruggine richiede alcuni mesi

3 Velocità di reazione La velocità di una reazione viene calcolata in base alla variazione di concentrazione ( diminuzione dei reagenti o aumento dei prodotti) nell unità di tempo V= C/ t Reazione: A + B C + D V= [ AB]/ t (riferita ai reagenti) Nel tempo la concentrazione dei reagenti diminuisce mentre quella dei prodotti aumenta mol/lx s (unità di misura) V= velocità reazione C= variazione di concentrazione t= variazione di tempo con il passare del tempo le curve si appiattiscono: pertanto la variazione di concentrazione dei reagenti diminuisce e quella dei prodotti aumenta fino a un certo punto e così anche la velocità

4 Teoria sulla velocità di reazione Sulla velocità di reazione vi sono due teorie che dimostrano come avvengono le reazioni. Ognuna spiega aspetti differenti ma non esclude l altra: 1. Teoria delle collisioni 2. Teoria dello stato di transizione

5 Teoria delle collisioni Affinchè una reazione chimica avvenga è necessario che le particelle (molecole, atomi, ioni) devono urtarsi. Le reazioni comportano la rottura dei legami dei reagenti e se ne formano nuovi nei prodotti -attraverso un processo di ridistribuzione degli elettroni- solo una frazione degli urti avrà l energia sufficiente a produrre la reazione stessa, cioè sarà efficace a rompere i legami dei reagenti (urto efficace). In quanto è necessario vincere le forze repulsive elettrostatiche tra le rispettive nubi elettroniche L urto sarà efficace solo se si presenteranno due condizioni: 1. solo le particelle che possiedono sufficiente energia - energia di attivazione - (Ea) riusciranno a reagire 2. Se l orientamento delle molecole è adeguato

6 U R T O E F F I C A C E Teoria delle collisioni ( orientazione molecolare detto fattore sterico) U R T O N O N E F F I C A C E

7 Teoria delle collisioni (altro esempio)

8 Teoria dello stato di transizione o del complesso attivato È un approfondimento della teoria precedente. E stata sviluppata da Henry Eyring nel 1930 Questa teoria dice che: in una reazione chimica dai reagenti si forma prima un composto intermedio instabile(stato di transizione o complesso attivato) in cui i legami sono allungati e deboli e da questo si formano i veri prodotti La coordinata di reazione è qualsiasi grandezza che permette di seguire l andamento della reazione

9 Teoria dello stato di transizione o del complesso attivato L energia di attivazione è una barriera energetica che i reagenti devono superare per poter reagire tra di loro: più piccola è l energia di attivazione, meno energia si deve fornire ai reagenti (per es. sotto forma di calore) per formare il complesso attivato, e quindi è più rapida la reazione. Più bassa è Ea e maggiore è il n di molecole che superano la barriera e maggiore sarà la velocità di reazione Reazione esotermica CO + NO CO 2 + NO KJ

10 Teoria dello stato di transizione o del complesso attivato Le reazioni che possiedono una Ea inferiore a 83,7 KJ/mol procedono già a temperatura ambiente, altrimenti bisogna scaldare per scavalcare la barriera (es. reazione esotermica come tra metano e ossigeno Nelle reazioni endotermiche bisogna fornire energia per tutto il processo di reazione in quanto l energia dei prodotti è superiore a quella dei reagenti

11 Coordinata di reazione Rappresenta il percorso che va dai reagenti ai prodotti, lungo il quale l energia di attivazione è minima. Il percorso comprende rottura e formazione di legami chimici determinando il meccanismo di reazione in termini di processi elementari.

12 Fattori che influenzano la velocità di reazione

13 Natura dei reagenti le reazioni che implicano rottura dei legami chimici tendono ad essere lente seppure con molte eccezioni, mentre le reazioni, come quelle che avvengono tra ioni, che non comportano rottura di legami, sono generalmente rapide Inoltre reagenti con legami forti( più stabili) reagiscono con minore velocità rispetto a quelli con legami deboli (meno stabili) Esempio di due reazioni di cui uno dei reagenti è sempre lo stesso (O2), pertanto la velocità dipende dalla natura dell altro reagente. In questo caso CO ha legami più forti ( più stabile) di NO: 2 NO(g) + O NO2(g) rapida a 25 C 2CO(g) + O CO2(g) lenta a 25 C Pertanto composti in soluzione ionica e composti meno stabili ( con legami deboli) reagiscono più velocemente

14 Concentrazione Aumentando le concentrazioni dei reagenti la velocità di reazione aumenta in quanto aumentano il numero di particelle nell unità di volume e cresce il numero delle collisioni (urti) Il numero degli urti nel primo caso sarà: 1(1x1), nel secondo caso : 2(2x1) e nel terzo caso sei (3x2)

15 Temperatura La velocità cresce con l aumentare della temperatura in quanto aumenta l energia cinetica delle particelle e quindi il numero degli urti per un aumento di 10 C, la velocità può raddoppiare o triplicare. Ecco perché è bene conservare i cibi in frigo

16 Stato di suddivisione dei reagenti La carta brucia più velocemente di un pezzo di legno pur avendo in comune lo stesso componente principale (la cellulosa). Questo perché la carta ha maggiore superficie di contatto con l ossigeno con cui reagisce La reazione tra zinco e acido cloridrico in soluzione, con sviluppo di idrogeno gassoso, è lenta se lo zinco è in forma compatta (lamina), mentre è più veloce se lo zinco è in polvere

17 Catalizzatori Sostanze che aumentano la velocità di reazione senza consumarsi durante il processo Il catalizzatore abbassa l energia di attivazione e pertanto aumenta la velocità in quanto maggiore sarà il numero di particelle che superano la barriera

18 2H 2 O H 2 O + O 2 L acqua ossigenata si decompone in acqua e Ossigeno. La produzione di O 2 (bollicine) è modesta ma se versiamo l acqua ossigenata sopra una ferita dove c è del sangue, allora la catalasi presente nel sangue ne fa accelerare la reazione con abbondante produzione di bollicine Catalizzatori (esempi) I catalizzatori rivestono grande importanza nelle produzioni industriali, dove rendono pratico ed economico la formazione del prodotto Nelle reazioni biochimiche degli organismi viventi, i catalizzatori sono detti ENZIMI. Gli Enzimi sono delle proteine specifiche per ogni tipo di reazione Le radiazioni come la Luce hanno effetto catalitico perché favoriscono la fotosintesi clorofilliana

19 Catalizzatori Possono essere: Omogenei, se si trova nella stessa fase dei reagenti (catalisi omogenea) Eterogenei o di contatto, se si trovano in fase( in genere solidi) diversa dai reagenti(catalisi eterogenea) Esempio di Catalisi eterogenea: 2H2(g) + O2(g) H2O(g) In assenza di catalizzatore a temperatura ambiente la reazione è molto lenta. Invece usando una rete di platino, la reazione procede velocemente. Ciò può essere spiegato ipotizzando che nell ossigeno molecolare, a contatto con gli atomi di platino, si spezzi il doppio legame e ciascun atomo singolo di ossigeno crei un debole legame con il platino(primo STADIO). Poi ogni molecola di H2 si lega all atomo di O adsorbito al platino( SECONDO STADIO). Ed infine la molecola di H2O si allontana dal platino visto il debole legame. La reazione è avvenuta in più STADI

20 Legge della velocità Generalmente i coefficienti α e β non coincidono con i coefficienti stechiometrici a e b, rispettivamente. Ciò accade perché in certi casi una reazione chimica avviene con un meccanismo a due o più stadi successivi ed è la velocità dello stadio lento quella che determina la velocità globale della reazione. La somma degli esponenti (nel caso qui riportato α+β)costituisce l ordine di reazione. Inoltre rappresenta α l ordine di reazione rispetto a A (di cui è l esponente), β l ordine di reazione rispetto a B. Ci sono casi di reazioni di ordine 0, del primo ordine e del secondo ordine

21 Legge della Velocità Si verificano quando i reagenti (molecole o ioni) sono in numero maggiore di due. Infatti in queste condizioni è impensabile che tutte le particelle vengono contemporaneamente in contatto per reagire. Pertanto la reazione avviene in più stadi. L insieme degli stadi viene chiamato MECCANISMO DI REAZIONE reazioni multistadio Ogni stadio può avere velocità molto diversa. La velocità globale è regolata unicamente dalla velocità dello stadio più lento cioè che avrà energia di attivazione più alta Esempio di una reazione con 3 stadi di cui il primo è il più lento

22 Legge della Velocità reazioni multistadio (esempio) data una reazione : 2NO(g) + 2H 2 2H 2 O(g) + N 2 Legge della velocità di reazione ricavata sperimentalmente è : V=k [H 2 ] [NO ] 2 L esponente di [H 2 ] è 1 per cui la reazione è detta di primo ordine rispetto a [H 2 ] (se [H 2 ] diventa doppia sarà doppia la velocità a parità di [NO ], mentre per [NO ] è di secondo ordine (se [NO ] diventa doppia, la velocità sarà quattro volte maggiore). L ordine totale della reazione è di terzo ordine(somma degli esponenti delle concentrazioni) La reazione sopra avviene in due stadi : 1. 2NO(g) + H 2 H 2 O 2 (g) + N 2 stadio lento 2. H 2 O 2 + H 2 H 2 O (g) stadio veloce La reazione globale non presenta il prodotto intermedio (H 2 O 2 ) Considerato che la reazione globale è di terzo ordine significa che lo stadio lento sia interessato da tre molecole di reagenti