le_reazioni_chimiche

Le reazioni chimiche
Una reazione chimica è un processo che porta
alla formazione di nuove sostanze, i prodotti,
trasformando profondamente le sostanze di
partenza, i reagenti.
REAGENTI
reazione chimica
PRODOTTI
Bilanciamento delle reazioni
Bilanciare una reazione significa porre davanti
alle formule delle sostanze che partecipano alla
reazione
dei
numeri,
i
coefficienti
stechiometrici, in modo tale da far figurare lo
stesso numero di atomi nei reagenti e nei
prodotti.
2 H2 + O 2
2 H2O
Classificazione delle reazioni chimiche
1-Reazioni di combinazione o di sintesi:
due o più reagenti formano un unico
prodotto:
+
A + B
AB
2Mg + O2
2MgO
C + O2
CO2
2-Reazioni di decomposizione :
un composto si decompone per formare
due o più prodotti:
+
AB
KClO3
CuCO3
A
+
B
2KCl + 2O2
CuO + CO2
3-Reazioni di scambio o di spostamento:
un elemento libero sostituisce uno degli
elementi del composto:
+
+
A + BC
2Al + 3CuSO4
AC
+
B
Al2(SO4)3 + 3Cu
4-Reazioni di doppio scambio: i composti si
scambiano i “partner” e dai due reagenti si
ottiene:
a) un composto insolubile (precipitato)
b) una molecola stabile, quale H2O
c) sviluppo di un gas
+
+
AB + CD
AD
+
CB
a)Formazione
(precipitato)
di
una
sostanza
insolubile
2AgNO3 + K2CrO4
Ag2CrO4 + 2KNO3
BaCl2 + H2SO4
BaSO4 + 2 HCl
Na2S + CuCl2
CuS + 2 NaCl
b) Formazione di H2O
NaOH + HCl
NaCl + H2O
2 KOH + H2SO4
K2SO4 + H2O
Mg(OH)2+ 2HNO3
Mg(NO3)2+ H2O
c) Formazione di gas
Na2CO3+2HNO3
2NaNO3+CO2 + H2O
CaSO3 + 2HCl
CaCl2 +SO2 + H2O
NH4Cl + KOH
KCl + NH3 + H2O
Sistema e ambiente
Si definiscono “sistemi chimici” le sostanze
(reagenti
e prodotti) che partecipano alle
trasformazioni fisiche e chimiche della materia.
Tutto ciò che circonda il sistema viene definito
“ambiente”.
I sistemi aperti scambiano con l’ambiente sia
materia che energia.
materia
ambiente
sistema
energia
I sistemi chiusi scambiano con l’ambiente
solo l’energia, ma non materia.
ambiente
sistema
I sistemi isolati non scambiano on
l’ambiente né materia né energia.
ambiente
sistema
Reazioni ed energia
Nel corso di una reazione chimica si rompono
dei legami e se ne formano di nuovi: il
passaggio dai reagenti ai prodotti è sempre
accompagnato da una variazione di energia
chimica potenziale. In molti casi l’energia
potenziale diminuisce , cioè i prodotti
possiedono un’energia potenziale inferiore a
quella dei reagenti, in altri casi accade
l’inverso. Queste trasformazioni energetiche
consistono, quasi sempre, in trasferimenti e
scambi di calore o lavoro, (ad esempio lavoro
elettrico in una pila o lavoro meccanico dovuto
all’espansione di un gas che si forma nel
corso di una reazione) tra sistema e ambiente.
Reazioni esotermiche
Le reazioni che avvengono con produzione di
calore, cioè trasferiscono energia dal sistema
all’ambiente, sono esotermiche.
C + O2
C6H12O6 +
O2
CO2 + calore
6 CO2 + 6 H2O + calore
In questa reazione non risultano importanti i
prodotti di reazione, bensì il calore emesso.
Reazione esotermica
CALORE
CALORE
SISTEMA
AMBIENTE
Il calore di reazione
Il calore emesso nel corso della reazione ha come fonte
l’energia dei legami delle molecole. Nella combustione
del metano, ad esempio:
H
H
C
H
O
H
O
+
O
O
O
C
O +
H
O
H
O
H
H
L’energia immagazzinata nei legami C H del metano e nei
legami O O dell’ossigeno è maggiore dell’energia dei
legami C O dell’anidride carbonica e dei legami H O
dell’acqua. Parte dell’energia immagazzinata nei legami dei
reagenti si libera sotto forma di calore, il resto viene
immagazzinato nei legami prodotti. Si formano molecole più
stabili, con legami più forti.
Reazioni endotermiche
Si definiscono endotermiche le reazioni che
avvengono con assorbimento di calore
dall’ambiente.
N2 + O2 + energia
2NO
H2 +
2HI
I2 + energia
CaCO3 + energia
CaO + CO2
Reazione endotermica
CALORE
CALORE
SISTEMA
AMBIENTE
Nella formazione del monossido di azoto da azoto e
ossigeno:
N
N
+
O
N
O
N
O
O
L’energia immagazzinata nei legami delle molecole dei
prodotti di reazione (NO) è maggiore di quella
immagazzinata nei legami delle molecole dei reagenti (N2 e
O2). Pertanto occorre fornire energia dall’esterno ai reagenti
perché la reazione si verifichi. Si formano molecole più
instabili con legami più deboli. L’energia del sistema
aumenta a spese del calore assorbito dall’ambiente.
L’energia e le sostanze chimiche
L’energia delle molecole è uguale alla somma
della loro energia cinetica e di quella
potenziale. L’energia cinetica si concretizza in
movimenti di traslazione (spostamento),
rotazione
(su
sé
stesse),
vibrazione
(oscillazione o variazione della distanza tra
atomi)
L’energia potenziale è legata alla posizione
reciproca delle particelle cariche che
compongono atomi, molecole e ioni.
L’energia potenziale delle particelle di carica
opposta è maggiore se esse sono lontane e
minore si sono vicine. Il contrario si ha per
le particelle con la stessa carica. Nel corso
di una reazione la posizione reciproca delle
particelle cariche si modifica, in seguito alla
rottura di alcuni legami e alla formazione di
altri. Si ha così una variazione dell’energia
potenziale.
H
Cl
Cl
H
elementi (H e Cl)
energia
Cl Cl
H H
molecole reagenti (H2 e Cl2)
H2
+
Cl2
2HCl
H
Cl
H
Cl
molecole prodotte (HCl)
Energia
Energia
L’entalpia
L’energia potenziale, l’energia di legame,
contenuta da ogni sostanza, viene definita
entalpia ed indicata con H. L’entalpia è una
grandezza estensiva, e, se riferita ad una mole
di sostanza, si definisce entalpia molare.
H = ENTALPIA
Se la reazione avviene a pressione costante, il
calore assorbito o emesso nel corso di reazione
coincide con la variazione di entalpia ΔH. Il
simbolo “Δ” indica variazione.
ΔH = H prodotti – H reagenti
In una reazione esotermica il ΔH è negativo.
ΔH < 0
In una reazione endotermica il ΔH è positivo.
ΔH > 0
REAZIONI ESOTERMICHE
reagenti
ENTALPIA H
C(s) + O2(g)
ΔH<0
CO2(g)
prodotti
Il ΔH è negativo, la reazione è esotermica
REAZIONI
ENDOTERMICHE
prodotti
ENTALPIA H
2NO
ΔH>0
N2 + O2
reagenti
Il ΔH è positivo, la reazione è endotermica
Calcolo del ΔH di una reazione con le
energie di legame
Con le energie di legame è possibile calcolare il calore (ΔH)
di una reazione tra sostanze gassose:
H
H + Cl
Cl
2H
Cl
La reazione richiede due passaggi:
-Scissione delle molecole dei reagenti (processo che richiede
energia)
H
H
H
+
H
Energia per spezzare una mole di H2= + 436 kJ
Cl
Cl
Cl
+
Cl
Energia per spezzare una mole di Cl2= +242 kJ
Totale energia richiesta: +678 kJ
-Formazione dei legami nei prodotti di reazione (processo che
comporta emissione di energia)
H
Cl
H
H
Cl
H
Cl
Cl
Energia liberata nella formazione di due moli di HCl=-862
kJ.
Calore di reazione ΔH = +687 kJ (energia necessaria per
rompere i legami vecchi) + (-862 kJ) (energia liberata nella
formazione dei legami nuovi)= -184 kJ. La reazione è
esotermica, perché il ΔH è negativo
Entalpia molare standard
Analogamente ad altre grandezze fisiche, anche la variazione
di entalpia dipende dalle condizioni in cui si trova il sistema.
Essa, in particolare, dipende dalla temperatura, dalla
pressione, e, limitatamente alle soluzioni, anche dalla loro
concentrazione. E’ opportuno riferire il suo valore a
determinate condizioni standard, per rendere possibile il
confronto tra variazioni idi entalpie relative a diverse reazioni.
Le condizioni standard sono:
Pressione= 1 atm
Temperatura = 25°C
Concentrazione = 1mol.L-1
Quando la variazione di entalpia è riferita a queste condizioni
standard, essa viene indicata con ΔH°
Entalpia
molare
formazione
standard
di
Il calore di una reazione può essere ricavato utilizzando i
calori di formazione dei composti che partecipano alla
reazione. Questi valori ricavati sperimentalmente, sono
chiamati “entalpie molari standard di formazione” e si
trovano nelle tabelle. Essi corrispondono al calore assorbito
o sviluppato nella formazione di una mole di un composto a
partire dagli elementi
e si indicano
con ΔH°f. Per
convenzione, l’entalpia di formazione di un elemento è
uguale a zero, se l’elemento si trova nello stato di
aggregazione più stabile a t=25°C e P=1 atm
2H2(g) +O2(g)
2H2O(l)
ΔH°f = -285,8 kJ/mol
Il valore negativo di ΔH°f sta ad indicare che l’acqua liquida
possiede un’energia inferiore a quella di idrogeno e ossigeno
da cui è formata, per cui risulta più stabile.
Se consideriamo la reazione di formazione dell’ozono:
3/2 O2(g)
O3(g)
ΔH=+143 kJ/mol
Il valore ΔH°f positivo suggerisce che l’ozono è instabile rispetto
all’ossigeno molecolare.
Disponendo dei valori di ΔH°f, è possibile il calcolo di ΔH° di
una reazione eseguendo la somma delle entalpie di formazione
dei prodotti e sottraendo la somma delle entalpie di formazione
dei reagenti.
ΔH° reazione = ΔH° f prodotti - ΔH° f reagenti
Entropia
Nella vita di tutti i giorni , il concetto di disordine ci è
familiare….Anche la Chimica è interessata al disordine, quello
legato alla disposizione più o meno regolare delle particelle
(atomi e molecole) e alla struttura della materia. Ad esempio:
Solido: possiede una
Liquido:le particelle
Aeriforme: le
struttura organizzata
hanno più libertà di
molecole possono
movimento
muoversi in tutte le direzioni
La fusione del ghiaccio ad acqua
liquida e l’evaporazione del liquido
avvengono con aumento di entropia. La
variazione di entropia è positiva: ΔH>0
1-L’entropia di una sostanza aumenta quando essa passa da solido a
gas, ΔS>0
H2O(s)
H2O(l)
H2O(g)
2-L’entropia di una sostanza solida aumenta se essa viene disciolta in un
solvente
NaCl(s)
Na+(aq)
Cl(aq)
Mentre nel solido gli ioni occupano posizioni rigide, gli ioni in soluzione
possiedono notevole libertà di movimento, per cui l’entropia del sistema
aumenta ΔS>0.
3-L’entropia di una reazione diminuisce se questa procede con
diminuzione del numero delle molecole.
2H2(g) + O2(g)
2H2O(g)
Da tre molecole di sostanze reagenti si ottengono 2 molecole di prodotto.
L’entropia del sistema diminuisce ΔS<0
La variazione di entropia di una trasformazione viene calcolata come
differenza tra l’entropia di formazione S° dei prodotti e l’entropia di
formazione S° dei reagenti: ΔS° = S° prodotti – S° reagenti
L’energia libera
Nei processi spontanei sono coinvolte sia l’entalpia che
l’entropia. La funzione energia libera di Gibbs, G, tiene conto di
entrambi i fattori, che compaiono nella relazione: G = H - TS,
dove T è la temperatura assoluta a cui si verifica il processo.
La variazione di energia libera è rappresentata dalla seguente
equazione: ΔG =ΔH – TΔS
Una reazione chimica può procedere spontaneamente se
l’energia libera dei prodotti è inferiore all’energia libera dei
reagenti. Un processo è spontaneo se l’energia libera
diminuisce. A seconda del valore assunto da ΔG, si possono
presentare queste tre situazioni: ΔG<0 la reazione è
spontanea; ΔG >0 la reazione non è spontanea; ΔG=0 la
reazione è all’equilibrio. Conoscendo l’energia libera standard
delle sostanze coinvolte nella reazione il calcolo del ΔG è dato
dalla relazione: ΔG°reazione = ΔG° prodotti - ΔG° reagenti
Se consideriamo separatamente i contributi che i due
termini, quello legato all’entalpia e quello legato all’entropia,
forniscono alla variazione di energia libera, ci troviamo di
fronte a quattro casi:
1-Sia la variazione di entalpia che quella di entropia sono
favorevoli: in questo caso la spontaneità è assicurata a
qualsiasi temperatura:
ΔH<0
ΔS >0
ΔG <0
2-Sia la variazione di entalpia, sia quella di entropia sono
sfavorevoli, cioè la trasformazione è endotermica e procede
con diminuzione di entropia. In questo caso la reazione non
è spontanea in nessun caso.
ΔH >0
ΔS <0
ΔG>0
3- Il disordine aumenta, ma il processo è endotermico. Se il
termine TΔS è maggiore di ΔH, la reazione è spontanea.
Questa condizione si verifica più facilmente se la temperatura
è alta.
ΔH>0
ΔS>0
ΔG = ?
4-L’entropia diminuisce, ma il processo è esotermico. Anche
in questo caso, come nel precedente, vince il contributo più
forte. L’entalpia può prevalere nel determinare la spontaneità
del processo, soprattutto alle basse temperature.
ΔH>0
Nei casi dubbi, il
determinante. Per
favorevole occorre
quelle esotermiche
bassa temperatura.
ΔS<0
ΔG = ?
terzo e il quarto, la temperatura è
le reazioni endotermiche con entropia
una temperatura elevata, mentre per
con entropia sfavorevole è meglio la