Le reazioni chimiche
Lezioni d'Autore
di Giorgio Benedetti
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Introduzione (I)
Una reazione chimica è un processo in cui
una o più sostanze (elementi o composti),
chiamati reagenti, sono trasformati in una o
più sostanze differenti, i prodotti.
Una reazione chimica consiste quindi in una
ridistribuzione degli atomi in molecole
diverse da quelle esistenti precedentemente
e quindi alla formazione di nuove sostanze
che sono costituite dagli stessi elementi di
quelle da cui hanno avuto origine.
Introduzione (II)
Il processo è rappresentato mediante una
scrittura simbolica detta equazione chimica.
Una singola freccia
indica la direzione del
processo e che la trasformazione delle specie
chimiche che entrano in reazione nelle
specie prodotte è praticamente totale
(reazione completa).
Se invece la trasformazione è parziale, si
dice che la reazione è di equilibrio e i due
membri dell’equazione chimica sono separati
da una doppia freccia .
Introduzione (III)
Nell’esempio in figura, quando il metano
(CH4) reagisce con l’ossigeno (O2), si
formano due nuovi composti, anidride
carbonica (CO2) e acqua (H2O)
I coefficienti che compaiono davanti alle
specie chimiche, indicano quante unità sono
necessarie in entrambi i membri
dell’equazione, perché questa risulti
bilanciata
La mole (I)
Lo studio quantitativo dei rapporti tra i
reagenti e i prodotti in una reazione
chimica prende il nome di stechiometria
Le relazioni quantitative secondo cui i
reagenti e i prodotti partecipano a una
reazione chimica, sono espressi in
funzione del numero di moli.
La mole (II)
Una mole di un elemento (o di un
composto), contiene lo stesso numero di
atomi (o molecole), di ogni altro elemento
(o composto) ed è uguale a 6,02214179 ×
1023 (numero di Avogadro).
Nel caso di un composto chimico, la
massa di una mole è l’equivalente in
grammi della sua massa molecolare ed è
chiamata massa molare.
La descrizione delle caratteristiche di
una reazione chimica
Le domande fondamentali che riguardano una
reazione sono:
A) perché essa avviene?
B) attraverso quali meccanismi?
A questi quesiti rispondono rispettivamente:
la termodinamica, quesito (A)
la cinetica chimica, quesito (B)
La descrizione termodinamica (I)
La termodinamica stabilisce che una
reazione chimica avviene
spontaneamente solo a condizione che
essa comporti una diminuzione
dell'energia libera di Gibbs (G) nel caso
in cui la reazione si svolga a
temperatura e pressione costanti.
La grandezza G si compone di due
parti ‒ l'entalpia H e l'entropia S ‒
legate fra loro dall'equazione:
ΔG = ΔH − TΔS
La descrizione termodinamica (II)
ΔG = ΔH − TΔS
Il primo termine (ΔH) rappresenta il calore
scambiato in una reazione a pressione costante e
può essere negativo (reazione esotermica) o
positivo (reazione endotermica), mentre il
secondo (ΔS) rappresenta il grado di disordine
raggiunto dal sistema.
Dalla conoscenza della variazione dell'energia
libera, è possibile prevedere il decorso di una
reazione. Una reazione è spontanea, se il suo ΔG
è negativo (ΔG<0).
La descrizione cinetica (I)
In natura esistono reazioni
termodinamicamente consentite, ma talmente
lente da non avvenire in pratica (ad esempio una
miscela di metano e ossigeno...)
Affinché avvenga una reazione chimica è
necessario che le molecole reagenti si urtino tra
loro in maniera efficace. La collisione tra i
reagenti determina la formazione temporanea di
un complesso attivato, cioè un raggruppamento
di atomi in cui coesistono legami in formazione e
in rottura.
La descrizione cinetica (II)
Questo complesso attivato corrisponde ad
uno stato instabile a più alta energia, che
tende a dissociarsi formando i prodotti finali o
ricostituendo i reagenti iniziali.
Questo stato viene indicato come stato di
transizione e la differenza di energia tra i
reagenti e lo stato di transizione è chiamata
energia di attivazione, indicata con il simbolo
ΔG≠
La descrizione cinetica (III)
ΔG≠, rappresenta il
valore minimo
necessario perché
l’urto tra le particelle
risulti efficace e
fornisce una misura
della reattività
chimica. Quanto più
alto è il suo valore,
tanto più lenta è la
reazione
Sopra, Andamento dell’energia libera nel corso di una reazione chimica. s.t. = stato di transizione;
ΔG≠ = energia di attivazione
Una classificazione delle reazioni
chimiche (I)
La più comune classificazione raggruppa le
reazioni in quattro schemi:
Reazioni di sintesi
Avvengono quando due o più sostanze
semplici si combinano per formare sostanze
più complesse. La sintesi è praticamente
l’opposto della decomposizione.
Esempi:
S + O2 SO2 2 Fe + O2 2 FeO
2 S + 3 O2 2 SO3
Reazioni di decomposizione
Avvengono quando una singola sostanza
si decompone in due o più sostanze più
semplici.
Esempi:
CaCO3 CaO + CO2
2 H2O 2 H2 + O2
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
Reazioni di sostituzione o a singolo
spostamento
In questo tipo di reazioni, un elemento A (più
reattivo) sposta un elemento meno reattivo B
da un suo composto BC: la reazione porta alla
liberazione dell’elemento meno reattivo B e
alla formazione di un nuovo composto, AC.
Esempi:
Zn + 2 HCl H2 + ZnCl2
Cu + 2 AgNO3 2 Ag + Cu(NO3)2
H2 + 2 AgNO3 2 Ag + 2 HNO3
Reazioni di doppio scambio
Si verificano quando due composti si
scambiano gli elementi che li costituiscono per
formare due nuovi composti. Le reazioni
acido-base sono ad esempio reazioni di doppio
scambio.
Esempi:
HCl + NaOH NaCl + HOH
BaCl2 + 2 AgNO3 2AgCl + Ba(NO3)2
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + H2CO3
“Vedere” le reazioni chimiche
Recentemente, grazie alla
microscopia a forza atomica
(AFM) è stato possibile
ottenere immagini dettagliate
dei trasformazioni che una
molecola subisce durante una
reazione chimica.
A sinistra, le immagini di
una molecola formata da 26
atomi di carbonio e 14 atomi
di idrogeno durante il
cambiamento della sua
configurazione in seguito al
passaggio da -270°C a 90 °C.
FINE
