Le reazioni chimiche

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1 Le reazioni chimiche

2 Reazioni di sintesi Reazioni di sintesi o di combinazione diretta: A + B à AB. Nelle reazioni di sintesi due o più atomi o molecole reagiscono tra loro per dare un unico composto come prodotto finale

3 Reazioni di sostituzione semplice Reazioni di sostituzione semplice: A + BC à AC + B. Nelle reazioni di sostituzione semplice un atomo, uno ione o un gruppo poliatomico di un composto viene sostituito da un altro atomo, ione o gruppo poliatomico

4 Reazioni di doppio scambio Reazioni di doppio scambio o di doppia sostituzione: AB + CD à AC + BD. Nelle reazioni di doppio scambio vi è uno scambio di atomi, di ioni o di gruppi poliatomici tra due composti Reazioni di precipitazione

5 Reazioni di decomposizione o di scissione: AB à A + B. Nelle reazioni di decomposizione da un unico composto si ottengono due o più composti o elementi Reazioni di neutralizzazione: HX + YOH XY + H 2 O. Nelle reazioni di neutralizzazione un acido e un idrossido formano un sale e l acqua

6 Reazioni di dissociazione ionica: AB à A + + B. Nelle reazioni di dissociazione ionica sali, acidi o basi si scompongono negli ioni corrispondenti Reazioni di combustione: C n H m + (n+m/4)o 2 à nco 2 + (m/2)h 2 O. Nelle reazioni di combustione i composti organici, costituiti da carbonio, idrogeno e spesso anche ossigeno, bruciano con l ossigeno gassoso e formano diossido di carbonio e acqua

7 Reazioni di ossidoriduzione Nelle reazioni di ossidoriduzione una specie chimica trasferisce elettroni a un altra specie chimica

8 Energia interna A ogni molecola compete una determinata quantità di energia, corrispondente all energia dei legami chimici in essa presenti, che viene indicata come energia interna o energia chimica della molecola. Quanto più i legami sono forti e la molecola è stabile, tanto minore è la sua energia interna.

9 Entalpia = funzione di stato attraverso la quale siamo in grado di esprimere il calore scambiato da un sistema a pressione costante. Il fatto che l entalpia sia una funzione di stato significa che dipende solo dagli stati iniziali e finali, non dalle modificazioni attraverso le quali il sistema passa H reazione = H prodotti H reagenti

10 Nelle reazioni esotermiche l energia chimica contenuta nelle molecole si trasforma in energia termica; nelle reazioni endotermiche si ha trasformazione di energia termica in energia chimica. ΔH = -393 kj ΔH = +176 kj

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12 Entalpia di formazione L entalpia di formazione di un composto corrisponde al calore sviluppato o assorbito quando una mole di quel composto si forma a partire dagli elementi costituenti.

13 Entalpia di combustione Nel corso delle reazioni di combustione si liberano elevate quantità di energia termica.

14 Legge di Hess La quantità di calore messa in gioco in una reazione chimica dipende dall energia interna dei reagenti e dei prodotti e non dal cammino effettivamente percorso dalla reazione.

15 Legge di Hess

16 Entropia e energia libera Ogni sistema evolve spontaneamente verso lo stato a massima entropia (S), che corrisponde alla condizione di massima probabilità. L aumento del disordine, cioè dell entropia, viene raggiunto spontaneamente, perché è più probabile. Energia libera o energia libera di Gibbs, indicata con la lettera G tiene conto di entrambe le funzioni, l entalpia H e l entropia S, attraverso la relazione:

17 Processo endotermico Processo endotermico

18 Velocità di reazione La velocità di reazione indica il numero delle moli di reagente che si trasforma, o il numero delle moli di prodotto che si forma, nell unità di tempo.

19 Cinetica chimica Mentre la termodinamica chimica esamina le condizioni che devono essere soddisfatte perché una certa reazione avvenga spontaneamente, la cinetica chimica esamina i fattori che influiscono sul tempo necessario perché una reazione giunga a completezza. La reazione: 2SO 2(g) + O 2(g) à 2SO 3(g) a T. ambiente non dà risultato anche dopo molti giorni, ma la reazione può diventare velocissima aumentando la temperatura, oppure aggiungendo un catalizzatore (V 2 O 5 ). La reazione di formazione dell'acqua dagli elementi 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) è veloce a T alta, ma non a T ambiente.

20 Fattori che determinano la velocità delle reazioni Natura dei reagenti. Temperatura (urti efficaci). Concentrazione dei reagenti. Catalizzatori. Area di contatto tra le fasi (reazioni eterogenee). L agitazione della miscela. La decomposizione del perossido di idrogeno, H2O2 in H2O e O2 è una reazione esotermica catalizzata dal platino metallico.

21 Velocità delle reazioni chimiche Per la reazione generale: aa + bb mm +nn la velocità determinata sperimentalmente sarà proporzionale al prodotto della concentrazione di A elevato ad un certo fattore w, per la concentrazione di B elevata ad x, secondo la costante di velocità specifica K, che corrisponde alla velocità della nostra reazione per concentrazioni unitarie: Velocità = k[a] m w [B] n x

22 Meccanismo di reazione Il meccanismo di reazione è una successione teorica di processi elementari, in ognuno dei quali si forma un composto intermedio, fino al raggiungimento del prodotto finale (gli intermedi sono in genere instabili e non rilevabili sperimentalmente). Ordine di una reazione Velocità = k[a] x [B] y Gli esponenti x ed y possono essere interi o frazionari, rappresentano l ordine della reazione: x rispetto ad A, y rispetto a B. (x + y) = ordine totale della reazione. L ordine di una reazione può soltanto essere dedotto sperimentalmente e non coincide (tranne che in pochi casi) con i coefficienti stechiometrici della reazione in oggetto. Molecolarità: 1) Numero delle molecole coinvolte in ogni singolo s t a d i o i n t e r m e d i o o processo elementare. 2) Valori di molecolarità superiori a 3 sono improbabili. 3) Concetto teorico, non dato sperimentale

23 Velocità di reazione e temperatura Le reazioni chimiche sono accelerate da un aumento della temperatura; in numerosi esperimenti è stato mostrato che le k di velocità aumentano esponenzialmente con il crescere della temperatura assoluta. L a r a g i o n e d e l l a diversa velocità delle reazioni risiede, in base al modello adottato, nell'energia coinvolta nel processo.

24 Profilo di reazione Se consideriamo l'energia totale del sistema iniziale (cioè dei reagenti) E R e l'energia totale del sistema finale (cioè dei prodotti) E P, per passare da una situazione all'altra è necessario superare una barriera di potenziale, relativa alla formazione di un intermedio di reazione detto complesso attivato, anch'esso caratterizzato da una sua energia detta energia di attivazione E a o E*. Un profilo di reazione può essere rappresentato con un grafico come quello a lato: in ascissa la coordinata di reazione che non ha un significato fisico, ma una certa affinità con il tempo di reazione per una reazione generica reagentià prodotti In ordinata abbiamo l energia totale del sistema durante il decorso della reazione

25 Energia di attivazione Se si considera l energia totale del sistema iniziale (reagenti) e l energia totale del sistema finale (prodotti), per passare dagli uni agli altri è necessario superare una barriera di potenziale relativa alla formazione di un intermedio di reazione detto complesso attivato, caratterizzato da una sua energia detta energia di attivazione. Esempio di diagramma energetico Alta energia di attivazione Piccolo calore di reazione Bassa energia di attivazione Grande calore di reazione

26 Energia di attivazione Esempio di diagramma energetico Reazione esotermica Reazione endotermica

27 Equazione di Arrhenius Come possiamo conoscere come la velocità di reazione aumenta con la temperatura? Equazione di Arrhenius: k = Ae -Ea/RT A = fattore frequenza = zp (z = frequenza delle collisioni, p = fattore sterico) L'equazione di Arrhenius mette in relazione la T con l'energia di attivazione E a lg K = lg A - E a /2,303 R (1/T)

28 Teoria delle collisioni Le molecole debbono urtarsi per reagire Ma solo una piccola frazione degli urti è in grado di produrre una reazione chimica COMPLESSO ATTIVATO o STATO di TRANSIZIONE SOGLIA DI ENERGIA

29 Teoria delle collisioni Numero di collisioni con energia di attivazione = (numero totale di collisioni) e -Ea/RT Gli esperimenti hanno mostrato che la velocità di reazione osservata è molto inferiore a quella delle collisioni con energia sufficiente a superare la barriera di attivazione Orientamento molecolare Energia sufficiente Orientazione opportuna Diagramma dell energia Collisione efficace Energia Energia di attivazione Questo tipo di plot mostra come varia l energia con il procedere della reazione Complesso Attivato Uno stato temporaneo nel quale i legami sono in procinto di riformarsi

30 J.Jacob Berzelius ( ), chimico svedese si interessò anche della velocità delle reazioni, per la quale definì "catalizzatori" le sostanze che permettono di accelerare una reazione, cosa che si può ottenere anche con un aumento di temperatura. Catalizzatore Catalizzatori Modifica il meccanismo Riduce l energia di attivazione Reazione non catalizzata Reazione catalizzata L'azione dei catalizzatori consiste nel ridurre la barriera di potenziale cioè, in pratica, l'energia di attivazione del processo;

31 Catalizzatore Catalizzatore Eterogeneo Poiché alla fine della reazione i catalizzatori (almeno quelli ideali) risultano non modificati, si può dedurre che agiscano sul meccanismo di reazione, dando luogo a qualche stadio intermedio nuovo o diverso o ancora ad uno stato attivato diverso ad energia minore di quello della reazione base.