Le reazioni chimiche

Le reazioni chimiche
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
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
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
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 + H2O.
Nelle reazioni di neutralizzazione un acido e un idrossido formano un sale e
l acqua
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:
CnHm + (n+m/4)O2 à nCO2 + (m/2)H2O.
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
Reazioni di ossidoriduzione
Nelle reazioni di ossidoriduzione una specie
chimica trasferisce elettroni a un altra
specie chimica
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.
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
∆Hreazione = Hprodotti – Hreagenti
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
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.
Entalpia di combustione
•  Nel corso delle reazioni di combustione si liberano elevate quantità di
energia termica.
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.
Legge di Hess
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:
Processo endotermico
Processo endotermico
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.
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:
2SO2(g) + O2(g) à 2SO3(g)
a T. ambiente non dà risultato anche dopo molti giorni, ma la
reazione può diventare velocissima aumentando la temperatura,
oppure aggiungendo un catalizzatore (V2O5).
La reazione di formazione dell'acqua dagli elementi
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g)
è veloce a T alta, ma non a T ambiente.
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.
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:
w
m
nx
Velocità = k[A] [B]
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
stadio intermedio o
processo elementare.
2)  Valori di molecolarità
superiori a 3 sono
improbabili.
3)  Concetto teorico, non dato
sperimentale
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.
La ragione della
diversa velocità delle
reazioni risiede, in
base al modello
adottato, nell'energia
coinvolta nel processo.
Profilo di reazione
Se consideriamo l'energia totale del sistema iniziale (cioè dei
reagenti) ER e l'energia totale del sistema finale (cioè dei
prodotti) EP, 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
Ea 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
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
Energia di attivazione
Esempio di diagramma
energetico
Reazione esotermica
Reazione endotermica
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 Ea
lg K = lg A - Ea/2,303 R (1/T)
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
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
Energia
Diagramma dell energia
Questo tipo di plot
mostra come varia
l energia con il
procedere della reazione
Energia di
attivazione
Collisione efficace
Complesso
Attivato
Uno stato temporaneo nel quale i legami
sono in procinto di riformarsi
• J.Jacob Berzelius
(1789-1848), 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;
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.