Da Valitutti, Tifi, Gentile

Esploriamo la chimica

Seconda edizione di Chimica: molecole in movimento

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

Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010

Capitolo 15 La termodinamica e la cinetica

1. L’entropia: l’indicatore del «disordine» di un sistema

2. L’energia libera: il «motore» delle reazioni chimiche

3. La velocità di reazione

Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010

Capitolo 15 La termodinamica e la cinetica

1. Gli altri fattori che influiscono sulla velocità di reazione

2. L’energia di attivazione: la teoria degli urti e la teoria dello stato di transizione

Valitutti,Tifi, Gentile, Esploriamo la chimica © Zanichelli editore 2010

1. Le equazioni di reazione

Con il termine sistema s’intende l’oggetto di indagine.

Tutto ciò che circonda il sistema costituisce l’ambiente.

1. Le equazioni di reazione

I sistemi aperti scambiano energia e materia con l’ambiente.

1. Le equazioni di reazione

I sistemi chiusi scambiano con l’ambiente soltanto energia ma non materia.

1. Le equazioni di reazione

I sistemi isolati non scambiano con l’ambiente né energia né materia.

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.

1. Le equazioni di reazione

Le reazioni che avvengono con produzione di calore, cioè trasferiscono energia dal sistema all’ambiente, si dicono esotermiche.

1. Le equazioni di reazione

Le reazioni che avvengono con assorbimento di calore dall’ambiente si dicono endotermiche.

1. Le equazioni di reazione

1. Le equazioni di reazione

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.

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.

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

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.

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.

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

3. La combustione produce calore

3. La combustione produce calore

Il potere calorifico esprime la quantità di calore liberato, a pressione costante, della combustione di 1 kg di combustibile.

http://it.wikipedia.org/wiki/Entalpia vedere

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.

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.

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

4. Il calore di reazione e l’entalpia

ΔH = –Q reazioni esotermiche

ΔH = +Q reazioni endotermiche

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.

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.

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.

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.

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.

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

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.

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

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

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.

7. La velocità di reazione

La velocità di reazione è una grandezza intensiva e quindi non dipende dalla massa del sistema.

7. La velocità di reazione

Sperimentalmente si è potuto stabilire che la velocità della maggior parte delle reazioni chimiche dipende dalla concentrazione dei reagenti.

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.

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.

8. Gli altri fattori che influiscono sulla velocità di reazione

Un aumento di temperatura aumenta la velocità di una trasformazione chimica.

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.

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.

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.

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.

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.

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.

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.

9. L’energia di attivazione: la teoria degli urti e la teoria dello stato di

transizione

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.

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.

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.

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.

9. L’energia di attivazione: la teoria degli urti e la teoria dello stato di

transizione

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.

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.

9. L’energia di attivazione: la teoria degli urti e la teoria dello stato di

transizione

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.

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.

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.

9. L’energia di attivazione: la teoria degli urti e la teoria dello stato di

transizione