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Le reazioni chimiche
Lessico di base
Termodinamica: è la scienza che si occupa di tutti i possibili trasferimenti di energia che interessano la materia.
Termochimica: è una branca della termodinamica che si occupa degli scambi di calore durante una trasformazione chimica.
Sistema: è l’oggetto dell’indagine Ambiente: Tutto ciò che circonda il sistema
Universo: è l’insieme sistema + ambiente
Energia Termica: è l’energia cinetica di un corpo connessa con il movimento di tutte le sue particelle.
Energia Chimica: è l’energia potenziale di un corpo immagazzinata nei legami chimici che uniscono le sue particelle.
Il calore: è il processo di trasferimento di energia termica fra due corpi che hanno temperature differenti. I corpi non posseggono calore ma solo energia termica.
Le reazioni esotermiche: sono quelle che con produzione di calore trasferiscono energia dal sistema all’ambiente, in esse diminuisce l’energia chimica del sistema ed aumenta l’energia termica.
Le reazioni endotermiche: sono quelle che assorbono calore dall’ambiente, in esse diminuisce l’energia termica e di conseguenza aumenta l’energia chimica.
Energia interna del sistema: è una grandezza estensiva che corrisponde alla somma dell’energia cinetica(energia termica) e dell’energia potenziale(energia chimica) di tutte le particelle che compongono il corpo o il sistema. Si indica con U.
Il primo Principio della termodinamica
Nel 1865 Rudolph Clausius elaborò quello che oggi è il primo principio della termodinamica: L’energia dell’Universo può essere convertita da una forma all’altra, ma non può essere né creata né distrutta.
Tutti i sistemi dopo una qualsiasi reazione o trasformazione subiscono una variazione della loro energia interna U, questa variazione si esprime in ΔU ed è calcolabile in tre modi:
Come si misura il calore di reazione
Calorimetro: Il recipiente in cui avviene la reazione viene immerso in una bacinella contenente acqua dove sono immersi anche un termometro e un agitatore per rendere la temperatura dell’acqua omogenea.
Q(calore) = c(calore specifico) * m(massa di acqua contenuta nel calorimetro) * ΔT(aumento di temperatura)
Potere calorifico: esprime la quantità di calore liberato dalla combustione di un kilogrammo di combustibile.
L’entropia e il secondo principio della termodinamica
La tendenza alla dispersione di materia ed energia è naturale e spontanea poiché gli stati caratterizzati da una distribuzione casuale e disordinata sono molto più probabili di quelli a distribuzione ordinata. Lo scienziato Ludwig Boltzmann trovò il modo di esprimere il livello di dispersione di energia e la chiamò entropia, indicata con S ed espressa in J/mol * K.
L’entropia varia di sostanza in sostanza ed è maggiore allo stato gassoso che a quello liquido e solido, poiché allo stato gassoso, essendoci più libertà di movimento per le particelle, c’è più dispersione di energia. Tutti i sistemi dopo una qualsiasi reazione subiscono una variazione della loro entropia, questa variazione si esprime in ΔS e si calcola facendo la differenza tra l’entropia dei prodotti e quella dei reagenti.
Secondo principio della termodinamica: quando nell’universo si realizza un evento spontaneo, esso è sempre accompagnato da un aumento dell’entropia. L’entropia dell’universo è quindi in costante aumento. Questo si può spiegare dicendo che solitamente dopo una reazione l’entropia di un sistema aumenta, quando avviene il contrario, ovvero l’entropia del sistema diminuisce, aumenterà di conseguenza l’entropia dell’ambiente; e pensando all’universo come insieme di ambiente e sistema, l’entropia di questo sarà sempre in costante aumento.
La velocità di reazione
La velocità di reazione è la variazione della concentrazione dei reagenti, Δ[R], o dei prodotti, Δ[P] nell’intervallo di tempo Δt. -Δ[R]/ Δt Δ[P]/ Δt; il meno davanti ai reagenti viene messo perché la loro variazione sarò sicuramente negativa; le parentesi quadre stanno a indicare le concentrazioni molari. La velocità di reazione si esprime in mol/L(concentrazioni molari) * s(secondi).
La velocità di reazione può essere influenzata da più fattori:
L’equazione cinetica
L’equazione cinetica è una relazione matematica che lega la velocità v di una reazione alla concentrazione morale dei reagenti. v = k * [A]n * [B]m dove n e m sono spesso numeri interi che devono essere determinati sperimentalmente. Il fattore k è detto costante specifica di velocità, essa è caratteristica di ciascuna reazione e corrisponde alla velocità della reazione quando la concentrazione dei reagenti è pari a 1M.
La teoria degli urti
La teoria degli urti ci spiega come avvengano le reazioni intermolecolari. Per rendere efficace un urto bisogna che 1. le collisioni abbiano una buona orientazione 2. l’energia dell’urto sia sufficiente a effettuare la trasformazione; temperatura e concentrazione aumentano la forza e la probabilità degli urti.
L’energia di attivazione
L’energia di attivazione è il sovrappiù di energia potenziale che occorre ai reagenti per rompere alcuni dei loro legami e iniziare una reazione. Lo stato energetico che le molecole devono superare per avviare la reazione è detto stato di transizione, l’energia di attivazione è pertanto la differenza tra il livello di energia dei reagenti e lo stato di transizione. Il catalizzatore agisce sulla reazione abbassando il livello dello stato di transizione.
L’equilibrio chimico
Alcune reazioni chimiche non arrivano a compimento poiché raggiungono un particolare stato, detto equilibrio chimico, questo avviene quando 1. non variano più le proprietà macroscopiche osservabili; 2. a livello microscopico avanzano alla stessa velocità due processi opposti che vengono rappresentati con la doppia freccia àß. Facciamo un esempio, a temperatura ambiente mettiamo dell’acido iodidrico HI (colore trasparente) in un palloncino, non avviene nulla; portando la temperatura a 700 K inizia la reazione di sintesi ( HI à H + I ), il palloncino diventa viola assumendo il colore tipico dello Iodio, ma la reazione non si completa, bensì trova un equilibrio; se al contrario in un palloncino mettiamo dello Iodio e dell’ Idrogeno (colore viola scuro) alle stesse condizioni di temperatura e pressione avverrà il procedimento opposto, anch’esso raggiungerà l’equilibrio e il colore viola scuro si scolorerà. La reazione si esprime quindi con: HI àß H + I. E possiamo concludere che a temperatura e pressione costanti, un sistema chimico chiuso è in equilibrio se la concentrazione dei reagenti e dei prodotti è costante nel tempo.
La costante di equilibrio
Nel 1864, Guldberg e Waage formularono la legge dell’azione di massa: in un sistema chimico in equilibrio, a una data temperatura e a una data pressione, il rapporto delle concentrazioni molari dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, elevate ciascuna al proprio coefficiente stechiometrico è costante, il nome di quest’ultima è costante di equilibrio, Keq.
aA + bB àß cC + dD (reazione) Keq = [C]c * [D]d / [A]a * [B]b (equazione)
Le lettere minuscole stanno per i coefficienti stechiometrici (numero di moli) ai quali bisogna elevare le concentrazioni molari. La grandezza della costante di equilibro ci fa sapere quanto una reazione in equilibrio sia spostata verso la formazione di prodotti a seconda che K sia >>1 (formazione prodotti), =1 oppure <<1. N.B. La costante degli equilibri in fase gassosa si indica con Kp.
Il principio di Le Chatelie
Il principio afferma che un sistema all’equilibrio, perturbato da un’azione esterna, reagisce in modo da ridurne l’effetto e raggiunge, se possibile un nuovo equilibrio. Applichiamo ora il principio a:
Concentrazione: cambiando la concentrazione dei prodotti e dei reagenti, il loro rapporto (cioè la costante di equilibrio) rimane invariato, purché la temperatura rimanga costante prima e dopo l’aggiuntaà quindi l’effetto iniziale del cambio di concentrazione viene annullato.
Pressione: L’aumento di pressione di un sistema gassoso all’equilibro comporta lo spostamento dell’equilibro nella direzione in cui è presente il minor numero di moli; ad esempio un aumento di pressione in N2O4àß2NO2 farà spostare l’equilibrio verso i reagenti.
Temperatura: Se si riscalda un sistema all’equilibrio, si favorisce la reazione endotermica; se, invece, si raffredda si favorisce la reazione esotermica.
N.B. Il catalizzatore non ha alcun effetto sull’equilibrio della reazione.
Fonte: http://classe1e.altervista.org/download/CHIMICA%20-%20L'apoteosi%20del%20riassunto.doc
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