Cinetica chimica E’ la disciplina che studia la velocità e il meccanismo delle reazioni chimiche Dalle caratteristiche termodinamiche dei reagenti e dei prodotti si può prevedere se una reazione chimica sia realizzabíle e fino a qual punto ( in altre parole se avvenga spontaneamente e quale sia il punto di equilibrio); ma da queste non si può ottenere alcuna informazione circa la sua velocità e il suo meccanismo. Queste informazioni ci vengono dalle misurazioni cinetiche il cui obiettivo è proprio quello di determinare come e con quale velocità le molecole reagiscono tra loro. PERCHE’ una reazione chimica avviene? A+B = C+D Affinchè questa reazione avvenga bisogna che vengano soddisfatte le seguenti condizioni: 1. Le molecole A e B si urtino 2. Si urtino nel punto giusto 3. L’urto deve essere efficace 4. Che i prodotti abbiano una energia minore dei reagenti 5. Che A e B superino l’energia di attivazione (l’energia che serve perché avvenga la reazione) Velocità di reazione. Consideriamo una generica reazione A+B = P+Q Questa equazione ci dice che A reagisce con B, dando origine a P e Q In che modo ci accorgiamo che la reazione "parte e va avanti"? Ebbene, il fenomeno che all'esterno ci avvisa che le cose cambiano all'interno della soluzione è che le concentrazioni di A e B diminuiscono mentre quelle di P e Q aumentano. Esprimiamo perciò la velocità di un processo chimico in un certo periodo di tempo come: il rapporto tra la variazione di concentrazione di un reagente o di un prodotto ed il valore di quell' intervallo di tempo. L' espressione matematica della velocità di reazione è la seguente: dove il segno - indica la variazione negativa della concentrazione dei reagenti LE REAZIONI CHIMICHE POSSONO ESSERE CLASSIFICATE IN BASE : v AL NUMERO DELLE MOLECOLE CHE DEVONO REAGIRE PER DARE I PRODOTTI (Reazioni mono - bi - tri molecolari) v SU BASE CINETICA in BASE all’ORDINE DI REAZIONE La velocità di reazione dipende dalla concentrazione dei reagenti attraverso l' equazione di velocità: A B v= k [A] A+ B C v= k [A] [B] A+ B + C D v= k [A] [B] [C] o v= k [A] [B]2 se due componenti sono uguali generalizzando dove k è la costante di velocità ed indica la misura della velocità di reazione quando i reagenti sono in concentrazione unitaria e dipende dal FATTORE STERICO(A) e TEMPERATURA (ci dice se la reazione è intrinsecamente rapida o lenta) Arrhenius ha dimostrato che k = A NE Tenedo conto di Boltzman per cui N E = N * e –E/RT NA =B k = B e –E/RT (legge di ARRHENIUS) E è l’energia di attivazione All’aumentare della T la velocità di una reazione aumenta Legge di Azione delle masse Consideriamo una reazione generica A+B = C+D Può essere • Reversibile (quando in una reazione chimica i prodotti della reazione reagiscono tra loro per riformare i reagenti) • All’EQUILIBRIO ( quando la VELOCITA’ con cui si formano i prodotti diventa uguale alla velocità con cui si formano i reagenti) v1 A+B C+D v2 Questa reazione all’equilibrio avrà una v1= v2 E quindi con passaggi matematici si arriva all’enunciato finale della legge di azione delle masse per cui la costante di equilibrio di una reazione è data da rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti e il prodotto della concentrazione dei reagenti [C] [D] Keq = [A] [B] Significato = un alto valore di Keq indica che l’equilibrio della reazione è spostato verso destra A+B C+D Un basso valore della costante di equilibrio significa che l’equilibrio della reazione è spostato verso sinistra A+B C+D Il Principio di Le Chatelier o Principio dell’equilibrio mobile Quando il sistema è in equilibrio, e si cerca di modificare qualcosa dall'esterno, il sistema reagisce cercando di minimizzare l'effetto provocato. Questo è detto principio dell'equilibrio mobile o principio di Le Chatelier (Henry Louis Le Chatelier, Francia, 1850-1936). La posizione dell'equilibrio si sposta nella direzione che tende a ristabilire le condizioni iniziali. a) N2 + 3 H2 2 NH3+ + 21kcal o b) CO2 + H2O = H2CO3 Per esempio, se si impone dall'esterno un aumento di pressione, l'equilibrio si sposta verso una situazione di minore pressione (la pressione è però ininfluente se non c'è variazione del numero di moli); nel caso della reazione 1 di formazione dell'ammoniaca, vista sopra, poiché i reagenti comportano un numero maggiore di moli rispetto al prodotto (con rapporto 2/1) l'equilibrio si sposterà verso destra. Oppure, se si cerca di aumentare la T, la posizione dell'equilibrio andrà nella direzione che comporta un assorbimento di calore Se si aumentano i reagenti l’equilibrio si sposta verso destra se si aumentano i prodotti l’equilibrio si sposta verso sinistra (vedi l’esempio biochimico del testo pag 71) Es biologico Consideriamo la reazione CO2 + H2O = H2CO3 L’anidride carbonica è un prodotto di scarto delle nostre cellule e quando viene a contatto con il sangue essa viene trasformata in acido carbonico Man mano che il sangue circola la sua concentrazione aumenta e quindi in base al principio dell’Equilibrio mobile l’equilibrio si sposta verso destra con aumento dell’acido carbonico Nei polmoni dove la Co2 viene eliminata l’equilibrio si sposta verso sinistra I CATALIZZATORI Sono sostanze che : accelerano la velocità di una reazione chimica Non spostano l’equilibrio della reazione Viene usato in quantità non stechiometriche Non viene consumato nella reazione Non compare tra i reagentie i prodotti Abbassa l’energia di attivazione Enzima (dal greco = fermento). E' una sostanza proteica che accelera in maniera specifica certe reazioni chimiche, in substrati particolari, senza partecipare alle reazioni stesse. Il substrato-molecola A deve unirsi al substrato-molecola B. L'enzima specifico per questo tipo di reazione chimica interviene unendo la molecola A e la molecola B. Le lascia unite e poi si ritira, pronto per una nuova reazione su substrati dello stesso tipo Gli enzimi sono dei catalizzatori che permettono e agevolano la realizzazione di sintesi e scissioni molecolari, e quindi di reazioni chimiche nelle cellule dei tessuti Gli acidi e le basi Secondo la teoria di Arrhenius: Le sostanze che dissociandosi in acqua dando ioni idrogeno sono acide HCl H2O H+ + Cl- Le sostanze che dissociandosi in acqua danno ioni idrossido sono basiche NaOH H2O Na+ + OH- Secondo la teoria di Brönsted-Lowry : Un acido è una qualunque sostanza che è capace di donare uno ione idrogeno (protone) ad un altra sostanza in una reazione chimica Una base è una sostanza che accetta lo ione idrogeno dall'acido Questa definizione non è vincolata alla presenza del solvente; una reazione acido-base può avvenire quindi in un solvente qualunque, in assenza di solvente ed in qualunque stato di aggregazione delle sostanze. Esempio di reazione acido-base secondo Brönsted- Lowry HCl(gas) + H2O acido base H3O+ + ClAcido coniugato Base coniugata Equilibri acido-base in soluzione acquosa: il pH L'acqua ha deboli proprietà elettrolitiche ed è parzialmente dissociata secondo l'equilibrio: H2O = H+ + OHAttraverso la legge d'azione di massa e in considerazione della debolissima dissociazione dell'acqua, si può giungere a formulare il cosiddetto prodotto ionico dell'acqua (Kw), che a 25°C vale: Kw = [H+] [OH-] = 10-14 Le parentesi quadre stanno per concentrazione molare. Questa relazione stabilisce che il prodotto della concentrazione degli ioni idrogeno per la concentrazione degli ioni idrossido deve rimanere costante, pari a 10-14. Se si aggiunge all'acqua una sostanza che fa aumentare la [H+] (ad esempio un acido), la [OH-] diminuisce in misura tale da mantenere costante il prodotto [H+] [OH-]. Accade esattamente il contrario, se si aggiunge una sostanza (ad esempio una base) che fa aumentare la [OH-]. Il prodotto ionico dell'acqua indica anche che nell'acqua "pura" (neutra) la [H+] è uguale alla [OH-]. Poiché il prodotto di queste due concentrazioni è 10-14, risulterà che: [H+] = [OH-] = 10-7 •Quando la [H+] è maggiore di 10-7, si parla di soluzione acida. •Quando la [H+] è minore di 10-7, si parla di soluzione basica. Per motivi di praticità, ovvero per evitare di esprimersi in termini di numeri estremamente piccoli o di potenze di 10, è stato introdotto l'uso di una scala logaritmica per definire la [H+], ovvero: pH = -log[H+] Analogamente, si può definire il pOH come: pOH = -log[OH-] E dovrà pertanto risultare: pKw = pH + pOH = 14 Quando in una soluzione la [H+] è > 10-7, il pH è minore di 7 e la soluzione si dice acida; quando invece la [H+] è < 10-7, il pH è maggiore di 7 e la soluzione si dice basica (o, secondo una vecchia terminologia, alcalina). Il Prodotto ionico dell’acqua Il prodotto della concentrazione di OH- per quella dello ione H3O+ in una qualunque soluzione acquosa è costante a temperatura costante. Esso corrisponde alla costante dell'equilibrio dell'acqua che a 25°C è uguale a 1.0 x 10-14. H2O + H2O H3O+ + OH- Kw = [ H3O+ ] [ OH-] = 1.0 x 10-14 Gli equilibri acido-base: Ka, Kb Se applichiamo la legge di azione delle masse ad un acido HA + H2O H3O+ + A- [ H3O+ ] [A- ] Ka = [ HA ] La costante di dissociazione di un acido (Ka) (sarebbe la costante di equilibrio dell’acido) esprime la tendenza dell’acido a dissociare e quindi anche la sua forza (ricordare !!che un acido è forte se si dossocia molto , è debole se si dissocia poco) Conviene fare come il pH per cui il pKa = - log Ka più piccolo è il valore del pK più forte è l’acido Analogamente se applichiamo la legge di azione delle masse ad una base avremo la costante di dissociazione della base Kb A- + H2O OH- + HA Kb = [ OH- ] [ HA ] [A-] La costante di dissociazione di un acido (Kb) (sarebbe la costante di equilibrio dell’acido) esprime la tendenza dell’acido a dissociare e quindi anche la sua forza (ricordare !!che una base è forte se si dossocia molto , è debole se si dissocia poco) Conviene fare come il pH per cui il pKb = - log Kb più piccolo è il valore del pK più forte è la base Il pH e la sua scala pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] pH + pOH = pKw = 14 Soluzioni basiche pH 0 1 2 3 4 basicità crescente 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 acidità crescente Soluzioni acide 3 2 1 0 pOH Il calcolo del pH (acidi forti) Si calcoli il pH di una soluzione di 0.1 M di HCl HCl è un acido forte con Ka > 1 quindi in H2O si dissocia completamente: [H3O+] derivante dall’acido = [HCl] = 0.1 M -1 pH = -log 0.1 = 10 = 1 Il pH risultante è acido Il calcolo del pH (basi forti) Si calcoli il pH di una soluzione di 0.1 M di NaOH NaOH è una Base forte con quindi in H2O si dissocia completamente: [OH-] derivante dalla base = [NaOH]= 0.1 M -1 pOH = -log 0.1 = 10 = 1 Quindi poiché pH + pOH = 14 Il pH = 14 – 1 =13 Il pH risultante è basico esercizi Il pH ( di una soluzione) è il log dell’inverso della concentrazione idrogenionica [H3O+] x [ OH-] = 10-14 pH+ pOH= 14 1. Calcolare il pH di una soluzione di HCl 0.01 M 2. Calcolare il pH di una soluzione di HCl 0.0001 M 3. Calcolare il pH di una soluzione di NaOH 0.01 M 4. Calcolare il pH di una soluzione diNaOH 0.001 M 5. Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di HCl a pH=3 6. Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di HCl a pH=5 7. Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di NaOH a pH=9 8. Qual’è la concentrazione molare di una soluzione di NaOH a pH=7 9. Calcolare il pH di una soluzione di HCl 10-8 IDROLISI DEI SALI o idrolisi salina (reazioni acido-base degli ioni formati per dissociazione elettrolitica) NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) in acqua non dà reazioni acido-base Cl- è la base coniugata di HCl, ma quest’ultimo è un acido così forte che Cl- è una base con forza praticamente nulla NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4+ è l’acido coniugato di NH3, e quest’ultimo è una base debole quindi… NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) [ NH 4 ] [OH - ] Kb [ NH 3 ] NH4+(aq) + H2O(l) ⇄ NH3(aq) + H3O+(aq) [ NH 3 ] [H 3O ] Ka [ NH 4 ] IDROLISI ACIDA NaHCO3 Na+(aq) + HCO3- Bicarbonato di sodio HCO3- è la base coniugata di H2CO3, e quest’ultimo è un acido debole quindi… avremo IDROLISI BASICA Infatti a cosa serve il bicarbonato di sodio? ANTI-ACIDI PIU’ COMUNI Bicarbonato di sodio (Alka Seltzer) NaHCO3 Na+ + HCO3HCO3- + H+ Carbonato di calcio (Di-Gel) CaCO3 Ca2+ + CO32- CO32- + 2H+ Idrossido di alluminio (Amphogel) Al(OH)3 Al3+ + 3 OH3 OH- + 3 H+ H2CO3 H2CO3 3 H2O Idrossido di alluminio + idrossido di magnesio (Maalox) Al(OH)3 + Mg(OH)2