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Capitolo 15 La termodinamica e la
cinetica
1.Le reazioni producono energia
2.Il primo principio della
termodinamica
3.La combustione produce calore
4.Il calore di reazione e l’entalpia
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Capitolo 15 La termodinamica e la
cinetica
5. L’entropia: l’indicatore del
«disordine» di un sistema
6. L’energia libera: il «motore» delle
reazioni chimiche
7. La velocità di reazione
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Capitolo 15 La termodinamica e la
cinetica
8. Gli altri fattori che influiscono sulla
velocità di reazione
9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
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1. Le equazioni di reazione
Con il termine sistema s’intende l’oggetto di indagine.
Tutto ciò che circonda il sistema costituisce l’ambiente.
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1. Le equazioni di reazione
I sistemi aperti scambiano
energia e materia con
l’ambiente.
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1. Le equazioni di reazione
I sistemi chiusi scambiano
con l’ambiente soltanto
energia ma non materia.
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1. Le equazioni di reazione
I sistemi isolati non
scambiano con l’ambiente
né energia né materia.
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1. Le equazioni di reazione
La termodinamica è la scienza che si occupa di tutti i
possibili trasferimenti di energia che interessano la
materia.
La termochimica è un ramo della termodinamica che si
occupa degli scambi di calore durante una
trasformazione chimica.
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1. Le equazioni di reazione
Le reazioni che avvengono con produzione di calore, cioè
trasferiscono energia dal sistema all’ambiente, si dicono
esotermiche.
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1. Le equazioni di reazione
Le reazioni che avvengono con assorbimento di calore
dall’ambiente si dicono endotermiche.
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1. Le equazioni di reazione
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1. Le equazioni di reazione
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2. Il primo principio della
termodinamica
Il primo principio della termodinamica afferma che
l’energia può essere convertita da una forma all’altra, ma
non può essere né creata né distrutta.
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2. Il primo principio della
termodinamica
L’energia interna (U) di un sistema è una grandezza
estensiva che corrisponde alla somma dell’energia
cinetica e dell’energia potenziale di tutte le particelle
che lo compongono.
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2. Il primo principio della
termodinamica
In base al primo principio della termodinamica, la
variazione di energia interna ΔU di un sistema può
essere scritta come:
ΔU = q + w
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2. Il primo principio della
termodinamica
Per convenzione, lavoro e
calore sono negativi se
determinano una riduzione
dell’energia interna del
sistema. Sono positivi se
aumentano l’energia interna
del sistema.
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3. La combustione produce calore
La combustione è una reazione fra un combustibile
(spesso contenente carbonio e/o idrogeno) e un
comburente (contenente atomi ad alta elettronegatività)
in cui si libera un’elevata quantità di energia.
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3. La combustione produce calore
La quantità di calore (kJ) emesso o assorbito da una
reazione, si determina misurando la variazione di
temperatura dell’ambiente esterno.
Q = c  m  ΔT
Q = calore
c = calore specifico
m = massa di acqua nel calorimetro
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3. La combustione produce calore
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3. La combustione produce calore
Il potere calorifico esprime la quantità di calore liberato,
a pressione costante, della combustione di 1 kg di
combustibile.
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3. La combustione produce calore
Il metabolismo energetico è la serie di reazioni
consecutive attraverso le quali avviene la lenta
combustione degli alimenti nell’organismo.
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4. Il calore di reazione e l’entalpia
La variazione di energia interna di un sistema dipende
dal numero di legami spezzati e da quello di legami
formati, e dalla forza dei legami di reagenti e prodotti.
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4. Il calore di reazione e l’entalpia
In un sistema chimico, la variazione di entalpia ΔH è
uguale al calore Qp scambiato a pressione costante
Q = ΔH = Hprodotti – Hreagenti
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4. Il calore di reazione e l’entalpia
ΔH = –Q
reazioni esotermiche
ΔH = +Q
reazioni endotermiche
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4. Il calore di reazione e l’entalpia
L’entalpia di reazione dipende dalla temperatura e dalla
pressione.
I valori generalmente riportati nelle tabelle si riferiscono
alla temperatura di 25 °C e alla pressione di 1 atm.
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4. Il calore di reazione e l’entalpia
L’entalpia standard di formazione di un composto è
la variazione di entalpia che accompagna la
formazione di una mole di un composto a partire dagli
elementi che lo costituiscono, ciascuno nel proprio
stato standard.
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4. Il calore di reazione e l’entalpia
Per convenzione, l’entalpia standard di formazione di un
elemento a 25 °C e 1 bar, è uguale a zero.
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5. L’entropia: l’indicatore del
«disordine» di un sistema
Le reazioni spontanee possono essere sia esotermiche
che endotermiche.
Le reazioni spontanee procedono sempre verso
l’aumento del disordine, ovvero verso la dispersione di
energia e di materia.
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5. L’entropia: l’indicatore del
«disordine» di un sistema
Il livello di dispersione dell’energia, cioè il disordine del
sistema, può essere espresso per mezzo di una
grandezza chiamata entropia, che indichiamo con S e
misuriamo in J/K.
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5. L’entropia: l’indicatore del
«disordine» di un sistema
La variazione di entropia ΔS° corrisponde alla
differenza tra l’entropia dei prodotti e quella dei
reagenti.
ΔS° = S°prodotti – S°reagenti
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5. L’entropia: l’indicatore del
«disordine» di un sistema
In generale, una qualsiasi trasformazione chimica o
fisica spontanea è caratterizzata da
ΔSuniverso > 0
Quando nell’universo si ha un evento spontaneo, è
sempre accompagnato da un aumento di entropia.
L’entropia dell’universo è in costante aumento.
Questo è il secondo principio della termodinamica.
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6. L’energia libera: il «motore»
delle reazioni chimiche
L’energia libera G è una grandezza termodinamica
che dipende dall’entalpia, dalla temperatura assoluta e
dall’entropia del sistema
G = H – TS
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6. L’energia libera: il «motore»
delle reazioni chimiche
Durante una reazione a temperatura e pressione
costanti si ha una variazione dell’energia libera
espressa dalla relazione:
ΔG = ΔH – TΔS
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7. La velocità di reazione
La velocità di reazione è la variazione della
concentrazione dei reagenti Δ[R], o dei prodotti [ΔP],
nell’intervallo di tempo Δt.
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7. La velocità di reazione
La velocità di reazione è una grandezza intensiva e
quindi non dipende dalla massa del sistema.
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7. La velocità di reazione
Sperimentalmente si è potuto stabilire che la velocità
della maggior parte delle reazioni chimiche dipende dalla
concentrazione dei reagenti.
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8. Gli altri fattori che influiscono
sulla velocità di reazione
La velocità di una reazione dipende da
• la natura dei reagenti;
• la temperatura;
• la superficie di contatto fra i reagenti;
• la presenza di catalizzatori.
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8. Gli altri fattori che influiscono
sulla velocità di reazione
La natura dei reagenti influisce sulla velocità di
reazione nella misura in cui ogni sostanza ha una
peculiare attitudine a trasformarsi in virtù delle proprietà
chimiche e fisiche.
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8. Gli altri fattori che influiscono
sulla velocità di reazione
Un aumento di temperatura aumenta la velocità di una
trasformazione chimica.
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8. Gli altri fattori che influiscono
sulla velocità di reazione
Quando i reagenti non sono nello stesso stato di
aggregazione reagiscono tanto più velocemente
quanto più è estesa la loro superficie di contatto.
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8. Gli altri fattori che influiscono
sulla velocità di reazione
I catalizzatori sono sostanze che accelerano una
reazione chimica senza entrarne a far parte e quindi
senza consumarsi durante la reazione.
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8. Gli altri fattori che influiscono
sulla velocità di reazione
I catalizzatori sono sostanze altamente specifiche che
accelerano soltanto un tipo di reazione.
I catalizzatori biologici sono gli enzimi, sostanze di
natura proteica che rappresentano la classe a massima
specificità.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
La modalità principale per cui avvengono le
trasformazioni chimiche viene spiegata attraverso la
teoria degli urti.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
Le molecole dei reagenti possono scambiarsi gli atomi e
dare luogo ai prodotti solo se, urtandosi, vengono in
reciproco contatto.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
La teoria degli urti spiega quindi l’effetto della
concentrazione sulla velocità di reazione: maggiore è la
concentrazione, più possibilità hanno le molecole di
urtarsi e quindi maggiori sono le probabilità che la
reazione avvenga.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
Gli urti efficaci hanno:
• un’orientazione appropriata;
• energia sufficiente per dare luogo alla trasformazione.
Gli urti efficaci rappresentano una piccola quantità rispetto
agli urti totali.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
Una reazione chimica può avvenire se il numero di urti è
abbastanza elevato, se questi avvengono con
l’orientamento corretto e se l’energia è sufficiente a portare
gli atomi alla distanza di legame.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
Le molecole possono reagire in seguito a uno specifico
aumento della loro energia potenziale che prende il nome
di energia di attivazione.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
L’energia di attivazione è l’energia minima che occorre ai
reagenti per rompere alcuni dei loro legami e per iniziare
una reazione.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
Lo stato di transizione è la fase della reazione in cui si
stanno rompendo i legami dei reagenti e sono in via di
formazione i legami tra le molecole dei prodotti, con la
formazione di un composto intermedio detto complesso
attivato.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
Il dislivello energetico tra i reagenti e i prodotti
corrisponde alla variazione di entalpia ΔH.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
All’aumentare della temperatura, aumenta il contenuto
energetico delle molecole, ovvero aumenta il numero degli
urti efficaci rendendo più veloce la trasformazione.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
Sono più frequenti le reazioni monomolecolari e
dimolecolari rispetto alle trimolecolari, che risultano rare
per la scarsa probabilità che tre molecole si urtino
contemporaneamente e in modo efficace.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
Un catalizzatore accelera una reazione perché ne abbassa
il contenuto di energia di attivazione rispetto al percorso
non catalizzato.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
degli urti e la teoria dello stato di
transizione
I catalizzatori possono essere:
• omogenei se nella stessa fase dei reagenti e dei
prodotti;
• eterogenei se in una fase diversa dei reagenti e dei
prodotti.
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9. L’energia di attivazione: la teoria
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transizione
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