Le reazioni chimiche Lezioni d'Autore di Giorgio Benedetti VIDEO 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
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