Cinetica Chimica

Prefazione

Tramite la termodinamica abbiamo informazioni circa la spontaneità di un processo. Ciò è possibile tramite la valutazione dell'energia libera della trasformazione alla temperatura T desiderata; se dipende dal fattore entalpico (legato al calore scambiato) e da quello entropico (legato al disordine e quindi allo stato di aggregazione acq...).

Equazione di Gibbs

Secondo l'equazione di Gibbs: ΔG_T = ΔH - T ΔS

• Se ΔG_T < 0, la reazione è spontanea.
• Se ΔG_T > 0, la reazione non è spontanea.
• Se ΔG_T = 0, il sistema è all'equilibrio, quindi non si osserva la trasformazione dei reagenti in prodotti.

Nel caso in cui ΔG_T > 0, è possibile trovare il valore di temperatura a cui il processo diventa spontaneo.

Esempio

Reazione di neutralizzazione: 2HCl + Mg(OH)₂ → MgCl₂ + 2H₂O ΔG_T = -97 kJ/mol. È una reazione spontanea e in più avviene velocemente.

Reazione di calcinazione (CaCO₃ + O₂ (g)) → CO₂ (g) ΔG_T = -37 kJ/mol. È una reazione spontanea ma lenta.

Nel caso di una reazione spontanea (ΔG_T < 0), il valore assoluto di ΔG_T non ci dà alcuna informazione riguardo la velocità di trasformazione. Esso è legato soltanto alla posizione di equilibrio tramite l'equazione di Van't Hoff: lnK_T = -ΔG_T / RT. Quindi tanto maggiore è ΔG_T, tanto più la reazione è spostata verso i prodotti.

Tuttavia, non è possibile ricavare informazioni riguardanti la velocità. Di ciò si occupa la cinetica chimica.

Cinetica

Per la teoria cinetica, condizioni necessarie affinché una reazione avvenga è che le particelle urtino e i contatti avvengano in quantità e che gli urti siano efficaci. La probabilità che un numero di particelle si urtino efficacemente diminuisce man mano che il numero di particelle stimolate nella trasformazione diminuisce.

Per esempio, prendiamo in esame la seguente reazione, supponendo che sia spontanea: 3C_(s) + 8H₂ → 2W⁴⁺ + 4H₂O. Per far avvenire questa reazione, 13 particelle dovrebbero avvenire contemporaneamente.

Premessa

Tramite la termodinamica abbiamo informazioni circa la spontaneità di un processo, cioè è possibile tramite la valutazione dell'energia libera della trasformazione e la temperatura il disordine, che dipende dal fattore entropico (legato al calore scambiato) e da quello entalpico (legato al disordine e quindi allo stato di aggregazione ecc...).

Secondo l'equazione di Gibbs: ΔG_o = ΔH_o - T⋅ΔS_o

• Se ΔG_o < 0, la reazione è spontanea.
• Se ΔG_o > 0, la reazione non è spontanea.
• Se ΔG_o = 0, il sistema è all'equilibrio, quindi non si osserva la trasformazione dei reagenti in prodotti.

Nel caso in cui ΔG_o > 0, è possibile trovare il valore di temperatura a cui il processo diventa spontaneo.

Esempio

Reazione di neutralizzazione: 2HCℓ + 2_ag → H₃Cℓ₂ + 2H₂O ΔG_o = -97 KJ/mol

Reazione di ossidazione: (Carbonato) + O_2g → CO_2g ΔG_o = -37 KJ/mol

Cinetica

Per la teoria cinetica, condizioni necessarie affinché una reazione avvenga sono che le particelle urtino e il contatto avvenga di un modo e che gli incontri la probabilità che un numero di particelle si urtino efficacemente diminuisce man mano che il numero di particelle diminuisce nella trasformazione dinamica composta. In modo efficace, cioè a dire velocemente, è molto improbabile.

Normalmente, infatti, la reazione procede per stadi elementari, più semplici e quindi più probabili, e non in un unico passaggio. La cinetica chimica permette, quindi, di studiarne anche il meccanismo di reazione, cioè il numero di stadi elementari e le reazioni che avvengono.

Dunque un’equazione chimica fornisce informazioni solo quantitative sul processo ma non sul meccanismo con cui la reazione avviene. Compito della cinetica è studiare:

• Le velocità di reazione;
• I fattori che influenzano le velocità;
• Il meccanismo di reazione.

Facciamo un esempio: 2 ICl ➡️ H₂ ➡️ 2 HCl ➡️ I₂. Se la reazione avvenisse in un solo passaggio sarebbe necessario che urtassero fra tre molecole.