LA CHIMICA FACILE - Lezione 08 - La cinetica delle Reazioni Chimiche

Ottava lezione del mio corso della chimica facile. In questa lezione parleremo della velocità e dell'equilibrio di una reazione chimica. Cominceremo a vedere che cos'è e come si misura la velocità di una reazione chimica. Vedremo che cosa sono gli ordini delle reazioni, quindi ordine 0, prim'ordine, così via. Parleremo della torre degli urti. Vedremo qual è l'effetto della temperatura su la velocità delle reazioni chimiche. Vedremo l'importanza delle superfici di contatto che ci deve essere tra le genti di una reazione. Parleremo dei catalizzatori, che cosa sono e che effetto hanno. Parleremo dell'equilibrio di una lezione chimica, quindi avesse chimica a doppio senso e il suo equilibrio tra ricette prodotti. Ancora, parleremo della costante di equilibrio e del principio di lecce atelier. Ovviamente, anche in questa lezione ci saranno numerose esercitazioni.

Cominciamo. Vediamo quali sono i rapporti quantitativi nelle reazioni chimiche. La ruggine, la combustione di un foglio di carta, la digestione nello stomaco dei cibi sono tutti quanti fenomeni chimici dove avviene una trasformazione chimica dai reggenti ai composti, quindi dei suoi componenti. Una trasformazione chimica o reazione chimica avviene quando c'è la rottura dei legami chimici presenti negli agenti e la formazione di nuovi legami chimici diversi dai precedenti, caratteristici di nuove sostanze definite prodotti. Abbiamo già visto questo concetto nella lezione precedente. Qui vediamo una catena arrugginita. Il metallo, ovvero il ferro di questa catena, ha reagito con l'ossigeno dell'atmosfera per formare un prodotto che è l'asse di ferro che conosciamo sotto forma di ruggine. Oppure la carta, a contatto con l'ossigeno, dopo una certa temperatura, comincia a bruciare anche molto rapidamente, e abbiamo tutti quanti sicuramente questa esperienza nella nostra vita.

Vediamo che cos'è la velocità di una reazione chimica e come si misura. Le reazioni chimiche spontanee possono svolgersi a diverse velocità. Ad esempio, possiamo bruciare un foglio di carta in pochi secondi o minuti. Possiamo vedere come l'ossigeno d'atmosfera aggredisce i metalli arrugginendoli in pochi mesi o anni, dipende dall'umidità che in questo caso fa da catalizzatore, e vedremo voi che cos'è un capello tore. Oppure possiamo vedere anche processi che durano secoli o millenni, quando le rocce in superficie reagiscono con l'ossigeno dell'aria oppure con gli agenti biologici della biosfera. Vediamo che queste reazioni chimiche possono avvenire con tempi e modalità molto diverse. È possibile rallentare o accelerare le reazioni chimiche intervenendo sulle condizioni fisiche e chimiche del sistema e nell'ambiente in cui avvengono, e questo, come vedremo, è utilizzato moltissimo nell'industria chimica. L'industria chimica è possibile accelerare o rallentare una reazione chimica che possa essere funzionare a processo chimico industriale in cui si sta svolgendo. Lo vedremo anche nel corso di questa lezione.

La cineteca chimica studia la velocità con cui avviene una reazione chimica e i fattori in grado di influenzarla. La velocità di una reazione chimica dipende dal tempo necessario per la formazione dei prodotti. Un esempio di tutti i giorni è la normalissima carta. A temperatura ambiente, la carta impiega secoli per reagire con l'ossigeno dell'aria. Infatti, se andiamo a vedere delle carte, delle pergamene molto antiche, queste sono molto consumate o ingerite perché a temperatura ambiente hanno comunque reagito con l'ufficio dell'area e hanno cominciato un processo di combustione. È ovvio che se gli diamo fuoco con l'accendino, acceleriamo notevolmente questo processo e possiamo vedere la carta bruciare e disintegrarsi in pochi secondi. La differenza che c'è tra questo processo e questo processo è la temperatura. Una stessa reazione chimica può avvenire a velocità diverse in base alla temperatura in cui si trova. Quindi possiamo dire che la temperatura è un parametro fisico che influisce notevolmente su tutte le reazioni chimiche, ma non è l'unico. Non tutti questi parametri sono fisici attrattori, possono essere anche chimici.

Quindi, la velocità di una reazione esprime la variazione della quantità di reagente o di un prodotto nell'unità di tempo e si misura così: velocità della reazione uguale a variazione di quantità di la gente o prodotto fratto la variazione di tempo, ovvero variazione delle sostanze detergenti nell'unità di tempo in cui avviene questa variazione durante la reazione. Questo valore può essere visto anche come riduzione del re agente o crescita del prodotto, ovviamente nell'unità di tempo. E la formula si può scrivere anche così: velocità della reazione uguale a variazione del prodotto fratto variazione del tempo, oppure con il valore negativo perché se aumenta uno, diminuisce l'altro, variazione delle agente fratto variazione del tempo. Maggiore è la quantità di reagenti che si consumano o dei prodotti che si formano, più veloce sarà la reazione chimica. Il valore negativo appena spiegato serve a rendere positiva alla velocità perché se aumenta il prodotto, diminuisce la gente e viceversa.

Facciamo un esercizio. Consideriamo la seguente reazione e scriviamo la formula appena studiata. Questa lezione, come vedete, è già bilanciata: 2 NO2 O5 che mi dà 4 NO2 più O2. Ho messo il 2 è qui davanti in modo che ho 4 zeri tre agenti e con questo 4 ottengo 4 azoti tra i prodotti, mentre questo 2 moltiplica questo 5 e ottengo 10 ossigeni tre agenti e questo 4x2 fa 8 più 2 ossigeni, ottengo 10 ossigeni tra i prodotti. Quindi le reazioni chimiche bilanciata si può calcolare la velocità di reazione in due distinti modi. Vediamo il primo. Devo fare la variazione dei reagenti nell'unità di tempo e quindi cosa faccio? La quantità dei reagenti finali meno quella iniziale, tutto fratto l'unità di tempo. Questo valore negativo serve a rendere positiva alla velocità perché ovviamente il reagente sta diminuendo e quindi devo mettere un valore negativo per rendere positivo il valore. Quindi è solamente un mero calcolo matematico. Oppure posso utilizzare un altro metodo. Faccio la variazione dei prodotti, variazione di un prodotto NO2, va bene anche l'altro, però in questo caso prendiamo le due nell'unità di tempo. Abbiamo la differenza tra il prodotto finale meno quello iniziale, quindi la sua variazione durante la trasformazione, ovviamente nell'unità di tempo. Questa volta qui non abbiamo il valore negativo perché visto che i prodotti aumentano con il passare del tempo, comunque il valore della velocità uscirà fuori positivo e quindi non abbiamo bisogno del trucco matematico di mettere il meno per poter ottenere la velocità positiva.

Vediamo a livello grafico cosa stiamo facendo. Qui abbiamo sempre la reazione chimica: 2 NO2 che mi dà 4 NO2 più O2. Nel calcolo della velocità di reazione vanno considerati i valori secchio m c dei reagenti dei prodotti. Infatti, adesso vedremo cosa ci facciamo con questo 2 e questo 4, che sono i due valori estetici del bilanciamento della reazione. Esaminiamo questo grafico. Sull'asse delle y abbiamo la concentrazione in moli fratto litro, sull'asse dell'x invece abbiamo il tempo in minuti. E allora vediamo cosa succede. In blu abbiamo il reagente che diminuisce col tempo, mentre in verde e il rosso abbiamo i due prodotti che invece aumentano nel tempo. Cosa notiamo? Prima di tutto, notiamo che all'inizio le curve sono molto pendenti, man mano che procede la reazione diventano più orizzontali. Cosa significa? Che sta rallentando la reazione chimica. Infatti, più la curva è pendente, maggiore è la velocità. Quindi, in questo grafico vediamo come variano gli agenti e prodotti con il passare del tempo. La velocità di questo grafico è data dalla tendenza di una retta tangente lungo la curva. Per esempio, in questo punto, la pendenza, o meglio, il coefficiente angolare della retta tangente corrisponde al valore della velocità. Più la curva è pendente, maggiore sarà la pendenza o coefficiente angolare della retta tangente in quel punto. In ogni singolo diverso punto della retta, la pendenza cambia, quindi cambia anche la velocità. Vedete che la pendenza diminuisce man mano che passa il tempo e quindi significa che la velocità di reazione chimica diminuisce con il tempo. Quindi, a un certo intervallo del tattiche qui è segnato con questa riga tratteggiata e corrisponde a poco più di 50 minuti, abbiamo che la velocità di reazione è data dalla pendenza di questa retta e la variazione del prodotto che è da questa riga rossa, quindi NO2, che sarebbe quindi delta II, equivale alla differenza di altezza, ovvero differenza delle coordinate proiettate sulla federazione. Quindi, in poche parole, da questo punto a questo punto, quindi tra il quarantesimo minuto e il settantesimo minuto della reazione, abbiamo questa creazione di coordinata lungo l'asse y e quindi questa variazione di concentrazione. Da settantesimo minuto al quarantesimo minuto, la variazione varia da 2.5 a 2, vuol dire che c'è una variazione di 0.5 moli per litro. Quindi, questi sono i dati che possiamo ricavare da questo grafico.

Quindi, adesso applichiamo questo concetto all'esercizio. Ricordiamoci sempre la formula: 2 NO2 che mi dà 4 NO2 più O2. È importante il bilanciamento perché, come detto prima, i valori stechiometrico servono poi nella risoluzione dell'esercizio. E quindi, il bilanciamento della reazione chimica non è un optional, ma è funzionale allo svolgimento dell'esercizio. E che cosa facciamo adesso? Scriviamo velocità di reazione uguale a meno la variazione del reagente fratto il tempo, però devo considerare il valore stechiometrico che è 2. Quindi, praticamente devo mettere tutto quanto fratto 2 perché questo adesso ci arriviamo. Andiamo avanti. Devo mettere un quarto che moltiplica la variazione del reagente NO2 fratto il tempo, e poi stavolta lo metto niente perché queste camere per uno, la variazione dell'ossigeno fratto il tempo, perché ho messo questo mezzo e questo un quarto? Perché se andiamo a guardare i terroristi che m c, queste elezioni clinica ci dice che ogni volta che si consumano due moli di NO2 o 5, se ne producono 4 di NO2 e una di O2. Quindi, questi rapporti di consumo e produzione, indipendentemente dalla velocità di reazione chimica, li devo considerare nell'equazione e devo mettere quindi due volte la versione del tempo quando varia il dire agente N2O5, quattro volte la pressione del tempo quando varia NO2 e una volta la pressione del tempo quando varia O2. Perché? Perché considero i rapporti di reazione. Quest'icona dice quello che appena spiegato. Nello stesso tempo in cui la reazione clinica produce una mole di O2, ne produce 4 di NO2 e ne consuma 2 di N2O5.

Qui vediamo il grafico che ho già spiegato prima e che ci ricorda che la velocità di una reazione non è costante nel tempo. Infatti, nel grafico non abbiamo una retta, ma una curva. Vedete che la curva diminuisce la sua pendenza man mano che procede la reazione chimica. Quindi, possiamo dire che, come detto prima, la velocità di reazione e diminuisce nel tempo. Questa curva attende ad essere orizzontale quanto prima, perché con il passare del tempo diminuiscono i reagenti e quindi anche la loro probabilità di reazione e, ovviamente, una volta che rallenta la reazione, rallenta anche la produzione di prodotti e quindi tutte le curve tendono a orizzontarsi man mano che procede la lezione chimica. Basta prendere un punto della retta corrispondente a questo tempo e vedere che il coefficiente angolare della retta frangente in quel punto mi dà la velocità. La variazione di korea va y di un grafico da un punto all'altro, invece, mi dice in quanto tempo varia la sostanza che sta studiando, il prodotto NO2 e O2, caso della riga rossa e verde, il reagente N2O5, nel caso della riga blu.

In una reazione chimica generica, la formula per calcolare la sua velocità conoscendo i valori stechiometrico della sua reazione bilanciata è la seguente. Consideriamo questa è una lezione generica. Le lettere in rosso sono i coefficienti secco m c, le lettere grandi sono i reagenti e i prodotti. Vediamo che la formula è: velocità dell'azione meno la variazione dei prodotti fratto il tempo per la frazione del loro valore se geometrico, ovviamente la stessa cosa anche con l'attore agente. I reagenti hanno valore negativo per far sì che la reazione abbia nel calcolo un valore positivo e poi nel caso invece dei prodotti valore positivo perché aumentano con il passare del tempo. Evitiamo anche quello stesso schema: variazione del prodotto del tempo per la frazione del loro coefficiente stechiometrico. Lo abbiamo già visto nell'esercizio precedente. Stessa cosa per l'altro prodotto. Quindi, questa è la formula generica: variazione della sostanza fratto il valore se che metrico che moltiplica la variazione di tempo. I valori degli agenti sono negativi perché diminuiscono nel tempo, mentre i prodotti sono positivi perché al contrario aumentano con il passare del tempo durante lo svolgimento della reazione.

Facciamo quest'altra esercitazione. Calcolare la velocità di reazione nell'intervallo che va tra tempo 10 e tempo 2, 20 minuti, per la formazione di NO2, ovvero di questo prodotto. La reazione chimica saprà stessa e bilanciamento è già stato fatto. Cominciamo. Abbiamo già il grafico pronto per questa reazione. Ogni grafico è specifico per ogni reazione e qui abbiamo i vari valori di molarità ad ogni tempo. Al tempo zero abbiamo che i reagenti sono massimi e prodotti sono nulli. Man mano che passa il tempo, diminuiscono i reagenti e aumentano i prodotti, secondo questa tabella che ovviamente è stata ottenuta misurando i dati durante lo svolgimento di queste elezioni chimica in un laboratorio qualsiasi. Quindi, prendiamo adesso i dati. Abbiamo il tempo 10 minuti, il tempo 2, 20 minuti. Abbiamo nei modi del prodotto che ci interessa NO2 al tempo zero, che ovviamente è zero perché la lezione chimica deve ancora cominciare, e poi dopo venti minuti dall'inizio dell'azione chimica, abbiamo che il prodotto NO2 è uno dei pro 12 moli. Quindi, sconoscendo questi dati, applico la equazione: velocità di reazione equivale a più positivo perché stiamo parlando prodotto, uno fratto c, cioè uno fratto il vero queste geometrico che in questo caso è 4, per la variazione del prodotto, quindi 1/12 meno zero, ovvero concentrazione a tempo finale meno concentrazione a tempo iniziale, fratto ovviamente la versione del tempo che sono venti minuti. Quindi, vado a sostituire tutti quanti valori e ottengo praticamente questa equazione qua, ovvero che la velocità di reazione è di 0.014 moli al minuto in questo intervallo di tempo. Se andiamo a fare questo conto in intervalli ti apre successivi, vedrete che la reazione chimica è più lenta.

Parliamo adesso dell'equazione e della costante cinetica. Infatti, la reazione matematica che esprime il rapporto tra la velocità di reazione e la concentrazione reagenti è chiamata equazione cinetica. L'equazione cinetica ci dice in che modo la velocità di una reazione chimica dipende dalla concentrazione molare dei reagenti. Immaginiamo questa un'equazione generica: i prodotti che danno i reagenti, con il rosso i loro rispettivi valori stechiometrico, e come diventa l'equazione? Diventa così: immaginiamo velocità arrivare una costante per il prodotto dei reagenti elevati a dei valori interi n ed m. Questi vero interi nm non coincidono spesso con i coefficienti seco m c, ma ci danno l'ordine di reazione e sono valori che vengono misurati in laboratorio e cambiano ovviamente la reazione reazione. Quindi, una volta io c'era verso di chimica, devo avere una tabella dove trovo i valori nm corrispondente a quella reazione, perché sono state misurate precedentemente in esperimenti di laboratorio, quindi sono valori di bibliografia, non li posso ottenere calcolandoli. Questa è la voce di reazione, questa è la costante cinetica, che è quella che ci interessa trovare in questa slide, e quindi possiamo dire che la velocità cinetica corrisponde alla velocità di reazione quando le concentrazioni recenti sono di una mole.

Ora vediamo che è possibile ottenere una equazione per trovare questa costante. Dobbiamo però considerare nei vari ordini di reazione e diverse reazioni hanno o dei diversi. Cominciamo a vedere questo concetto: l'ordine di reazione. L'ordine di reazione ci dice in che modo la velocità di reazione e varia al variare della concentrazione reagenti e cambia in base alla tipologia di reazione. Quindi, ci sono reazioni di ordine 0, primo o secondo. Mo vediamo, cominciamo dalle reazioni di ordine zero, dove la velocità equivale alla costante. Vi ricordo che quanto prima, la costante cinetica corrisponde alla velocità di reazione quando le concentrazioni di agenti sono di una mole, e quindi la velocità è di questo tipo: equipara la costante. La velocità di reazione è costante e indipendente dalla variazione della concentrazione reagenti. La loro concentrazione, infatti, diminuisce con la stessa velocità man mano che la versione procede consumandoli. Quindi, sul grafico concentrazioni tempo, questa equazione non è rappresentato da una curva, ma da una retta, perché i reagenti diminuiscono in modo lineare con i prodotti. Non c'è una variazione di velocità durante la reazione. Facciamo un esempio. Una versione di odio le 0 e come quella della decomposizione dell'ammoniaca. Quindi, vediamo che 2 NH3 mi dà 3 H2 più N2. Due molecole di ammoniaca che sono NH3 si scompongono a formare tre molecole di idrogeno H2 e una molecola di N2. La velocità di questa reazione è costante nel tempo, quindi possiamo scrivere: procedere azione equivale a meno un mezzo, perché queste cromatico delle agente e due, per la variazione della gente fatto il tempo, e possiamo eguagliare questa velocità con la regola vista prima: k per la concentrazione molare di NH3, ovvero dare agente elevato alla zero, perché siamo nell'ordine zero. Quindi, k per variazione della reagente elevato alla zero. In questo caso, m è zero, perché stiamo parlando di una reazione di ordine 0. Che succede se questo valore è levata da zero? Che qualsiasi valore l'altra zero diventa uno, quindi non ci interessa quant'è la quantità dell'ammoniaca, la struttura del tempo, perché tanto qualsiasi valore avrà elevato da zero, fra sempre uno e mi rimane qui e qui va alla k.

Vediamo adesso le reazioni con ordine direzioni pari a 1. La velocità di reazione è direttamente proporzionale alla concentrazione dei reagenti e quindi questa volta varia al variare della concentrazione reagente, mette prima no. Questo significa che il tempo necessario a diminuire di un mezzo la concentrazione della gente è costante e varia da reazioni a lezione. Dobbiamo quindi considerare questo valore è tempo di dimezzamento e varia da reazione areazione. Per esempio, se consideriamo questa equazione di primo ordine: 2 N2O5 che mi dà 4 NO2 più O2, e l'abbiamo già vista precedentemente, sappiamo da esperienze di laboratorio, quindi è un dato biografico, che in questa reazione il reagente N2O5 si dimezza ogni 23 minuti. Quindi, avremo un primo dimezzamento nei primi 23 minuti, avremo un dimezzamento secondario, quindi la metà della metà, assaporare di un quarto, dopo altri 23 minuti, poi avremo la metà della metà della metà, quindi un ulteriore dimezzamento di quello che rimaneva dopo 61 minuti, e stiamo già ottavo e così via. Vedete che man mano che vada avanti, la curva diventa sempre meno pendente, quindi sta diminuendo la velocità di reazione, perché ogni volta c'è sempre meno reagenti e di cui dobbiamo fare la metà e quindi la variazione è sempre di meno, perché è sempre la metà della metà, fino ad arrivare quando si subisce completamente. Come possiamo rappresentare questo a livello analitico? Vediamo la variazione di N2O5 e dobbiamo considerare il suo valore di dimezzamento, quindi dobbiamo calcolare la variazione tra il tempo zero e il tempo uno, che è di un mezzo fratto tempo zero e tempo uno, e che nel tempo uno il reagente è la metà del tempo zero, e vediamo che abbiamo un ulteriore dimezzamento dopo altri 23 minuti, quindi al tempo 2, ovvero dopo 33 minuti, questo valore diventa di un quarto, perché la metà della metà. Il tempo di dimezzamento non dipende dalla concentrazione iniziale delle agente, ma è il suo valore intrinseco che avrà sempre, indipendentemente da quanto è il valore iniziale. Maggiore è il tempo di dimezzamento di un reagente, più lenta sarà la reazione e viceversa. Ovviamente, minore sarà il tempo di avanzamento, più veloce sarà la reazione.

Vediamo adesso cosa succede quando abbiamo una lezione di ordine 2. La velocità di reazione è più sensibile alla concentrazione degli agenti. Quando la concentrazione della gente si dimezza, la velocità risulterà di un quarto, quindi 1/62 e la velocità reagisce con il quadrato, che è un quarto, perché il quadrato di un mezzo è un quarto, rapporto al quadrato della concentrazione reagente. A parità di tempo, il reagente si consuma di meno di una versione di demo grato perché ovviamente, essendo elevato al quadrato e ovviamente essendo un quadrato su azione, il dominatore di questa frazione aumenterà in modo esponenziale e quindi la reazione durante lo svolgimento andrà attaccare sempre meno reagente. Questo la gente, quindi, durerà di più e la reazione sarà più lenta. Quindi, qui abbiamo un grafico che mostra l'andamento delle pendenze delle curve, mettere ordine di reazione, ordine 0, ordine 1 e ordine 2, e vediamo che più alto è l'ordine, più lenta si svolgerà la reazione chimica. Esistono anche ordini maggiori di 2, però sono molto rari. I tre ordini più comuni nelle azioni cliniche e di laboratorio sono i primi 3: 0, 1 e 2. Possiamo vedere qui l'esempio con queste reazioni di ordine 2, che è la dissociazione della cido di di CO2 a HI, che mi dà H2 più I2. Vediamo che l'equazione cinetica dell'azione è uguale a V uguale a K per la concentrazione molare di HI elevata al quadrato, e vediamo che la velocità equivale alla costante per la concentrazione molare di HI elevata al quadrato.

Ok, facciamo questo esercizio. L'isotopo dello iodio 123 è utilizzato in medicina nucleare per le sue proprietà ricettive. La sua cinetica di decadimento è al primo ordine, quindi abbiamo questa lezione: velocità equivale a K per reagente, ovvero in questo caso iodio elevato alla 1. La costante di decadimento K equivale a 1,45 per 10 alla 15 fratto secondi. Si deve calcolare la velocità media di decadimento di una soluzione 0,75 molare di iodio 123 durante l'intervallo di un tempo di dimezzamento. Quindi, andiamo a scrivere i dati. K è 1,45 x 10 alla -51 fratto secondi. Lo iodio 123 equivale a 0,75 però al tempo zero, quindi all'inizio dell'azione chimica. Vediamo qual è la velocità della lezione. Per una reazione di prim'ordine, la concentrazione iniziale si dimezza dopo un tempo pari al tempo di dimezzamento. L'abbiamo già visto prima con il caso della N2O5. Andiamo quindi a calcolarci quant'è lo iodio dopo un tempo di dimezzamento e ci viene che al primo dimezzamento lo iodio diventa 0,375 molare. Possiamo calcolare la velocità con la forma la, quindi vedere il tempo del primo dimezzamento. V equivale a K per la concentrazione di A, che sarebbe in questo caso lo iodio 123 al tempo di dimezzamento, quindi tempo mezzi. Quindi, vado a sostituire i valori e ottengo K 1,45 per 10 a 5, 1 fratto secondi, per la concentrazione molare al primo tempo di dimezzamento, che abbiamo visto prima, è 0,375. Ottengo che la velocità è di 5,43 per 10 alla meno 6 moli al secondo.

Facciamo adesso un esercizio con una reazione di secondo grado. Consideriamo la reazione: 2 HI, due molecole di odore di idrogeno in fase gassosa si scompongono per formare una molecola di H2, santone in fase gassosa, e una molecola di iodio 2, sempre in fase gassosa. È una lezione di secondo ordine, lo sappiamo da dati di laboratorio, quindi applichiamo la formula vista prima per le reazioni di secondo ordine. Si calcoli la velocità di decomposizione di una soluzione di ioduro di idrogeno di 0,65 moli, sapendo che alla temperatura della lezione la costante cinetica è 0,097 litri fratto moli per secondi. Qui abbiamo i dati: la costante 0,097 litri fratto moli per secondi, ovviamente qui abbiamo la concentrazione dell'acido giudirico, olio duro di idrogeno, al tempo zero, quindi 0,65 moli, e dobbiamo trovare la velocità della reazione. Per una reazione di secondo ordine, la concentrazione iniziale varia in modo esponenziale nel tempo. Applichiamo questa regola: V equivale a K per la concentrazione elevata al quadrato, perché come appena detto, varia in modo esponenziale. Sostituiamo i valori e otteniamo che la velocità di reazione equivale a 0,041 moli fratto litri per secondo, e questa è la velocità di decomposizione di ioduro di idrogeno per questa reazione.

Adesso cambiamo argomento e parliamo della teoria degli urti, ovvero vediamo a livello microscopico come avvengono le reazioni chimiche. Le reazioni chimiche avvengono quando i reagenti interagiscono tra loro. Questo avviene soprattutto in fase gassosa o liquida, quando le particelle delle agenti vengono a contatto, ma possa venire anche se in modo più difficile a che fase solida. Secondo la teoria cinetica delle particelle, a maggiori temperature aumentano gli urti tra le particelle, quindi tra i reagenti, aumentano così le velocità di reazione. Qui vediamo dei casi. Possiamo avere urti efficaci o urti non efficaci. Come un urto efficace? Non tutte le interazioni, infatti, tra le genti creano le condizioni ideali per una reazione, e questi si distinguono in urti efficaci e urti non efficaci. Ad esempio, gli agenti possono interagire portandosi con un'energia molto bassa e quindi non sufficiente a innescare la reazione, oppure portandosi con sé l'energia giusta, però con una angolazione sbagliata, e quindi anche in quel caso non genera il prodotto. Mentre l'orso efficace deve soddisfare queste caratteristiche: hanno una energia sufficiente per innescare la reazione, hanno un orientamento favorevole in modo che le molecole si incontrino nella giusta angolazione per dare origine al prodotti. A maggiore temperatura sono più probabili, e quindi, come vedremo in questa lezione, più fa caldo, più le reazioni avvengono velocemente, perché a temperatura maggiore, secondo la teoria della cinetica delle particelle, l'aumento della temperatura fa aumentare l'energia cinetica e quindi gli urti delle particelle che compongono le sostanze e quindi anche la probabilità di urti efficaci.

La quantità minima di energia che le molecole devono avere per dare luogo ai prodotti è detta energia di attivazione. Quindi, qualsiasi reazione chimica ha bisogno di un edge minima di attivazione, altrimenti non avviene. L'energia di attivazione è la quantità di energia necessaria per produrre un orto efficace. Il suo valore dipende dalle forze dei legami dei reagenti che interagiscono, e questo la rende specifica per ogni deve essere azione, quindi ogni specifica reazione ha la sua energia di attivazione. Vediamo più in dettaglio come avviene microscopicamente questo impatto, e qui dobbiamo introdurre la teoria del complesso attivato, ovvero durante un urto efficace, le molecole formano un complesso attivato, ovvero una la temporanea che ha un'energia molto più alta sia dei reagenti che dei prodotti. Però questa molecola è instabile e questa può avere due destini possibili, cioè possiamo avere il caso per cui questo complesso decade nei prodotti della reazione e quindi abbiamo avuto molto efficace, oppure torino a formare le sostanze reagenti iniziali e quindi l'urto non è stato un urto efficace.

Vediamo un attimo questi grafici. Qui abbiamo due grafici per due reazioni chimiche di diverso tipo. Abbiamo nel primo caso una reazione chimica dove l'energia degli agenti è più bassa di quella dei prodotti. Nell'altro caso, invece, il contrario, i reagenti hanno un'energia più alta di quella dei prodotti. Abbiamo già visto che la prima è il caso della reazione chimica endoenergetica, perché assorbe energia durante l'erezione e la trasforma in energia di legame dei prodotti. E poi il secondo caso, invece, è una relazione di tipo esoenergetica, ovvero parte dell'energia dei reagenti viene liberata sotto forma di luce ed energia, e i prodotti hanno un valore energetico inferiore. Però, in entrambi i casi, hanno una fase intermedia in cui i reagenti sono combinati a formare un complesso di attivazione. Questo complesso situazione è una molecola temporanea o sono delle molecole temporanee che hanno un'energia molto più alta sia avere agenti che dei prodotti, però è un complesso instabile, quindi prima o poi decadrà o i reagenti, quindi la reazione chimica non avviene, oppure nei prodotti e nazioni chimica avviene. L'energia di questo complesso è l'energia di attivazione della reazione chimica. Senza questa energia di trazione, che fa passare i viaggetti nella fase di complesso attivato prima di diventare prodotti, non abbiamo la reazione chimica.

La frequenza degli urti e la loro energia può essere modificata agendo su alcuni fattori. Possiamo agire aumentando la temperatura del sistema, come detto prima. Se aumentiamo la temperatura del sistema, aumentano gli urti delle particelle e di conseguenza che la frequenza o anche la probabilità che i reagenti interagiscono più frequentemente, quindi avremo più frequentemente urti efficaci. Poi possiamo interagire con la concentrazione. Se aumentiamo la concentrazione dei reagenti, allora anche mantenendo costante la temperatura, ci saranno comunque più particelle che potranno interagire e quindi una quantità di urti maggiore e una probabilità maggiore di avere urti efficaci. Infine, lato parametro, invece, è quello di un catalizzatore, ovvero una molecola, un complesso, che non si consuma perché non è né un prodotto né un reggente, ma solamente una molecola estrania che però interagisce con i reagenti e facilita loro gli urti efficaci o li costringe ad avere urti efficaci. Quindi, con questo catalizzatore, i reagenti possono interagire molto più facilmente, ottenendo gli urti efficaci senza dover intervenire su concentrazione o su temperatura. Quando faremo biologia, vedremo bene gli enzimi, che hanno proprio la funzione di accelerare e rendere più efficienti le reazioni chimiche biologiche dentro le cellule. E quindi è possibile intervenire sulla velocità delle reazioni chimiche modificando o interagendo su uno o più di questi tre punti.

Vediamo in dettaglio l'effetto della temperatura. In questo grafico possiamo vedere la frazione di particelle e l'energia cinetica. Questa riga tratteggiata ci identifica il limite, ovvero il valore di energia di attivazione della reazione, e questo grafico, che è un istogramma, ci mostra sotto forma di una campana dove abbiamo il maggior numero di particelle. A temperature più basse, la maggior parte delle particelle di un sistema ha un'energia cinetica inferiore a quella di attivazione, e quindi saranno poche le particelle che superano questo limite e che quindi attivano la reazione, e la lezione sarà più lenta. Mentre a una temperatura diversa, la campana è più bassa, vediamo che una maggiore quantità di particelle del sistema sta oltre la linea di demarcazione della energia di attivazione, e quindi avremo più particelle con l'energia giusta che per poter effettuare un urto efficace. L'energia di attivazione ad una specifica temperatura segue una costante definita dall'equazione di Arrhenius, e questa è l'equazione di Arrhenius, dove K è la costante cinetica, A è la costante specifica per ogni reazione, quindi ogni reazione alla sua specifica costante, e poi abbiamo questi valori che sono le energie di attivazione, che anche qui dipende dalla reazione chimica. R è una costante universale dei gas, l'abbiamo vista in fisica, abbiamo visto anche in questo corso, la vedremo ancora, ed è 8,314 joule fratto moli per Kelvin, e T è l'unica variabile dipendente dell'ambiente di questa equazione, che è la temperatura, espressa in gradi Kelvin. Quindi, applicando questa formula, possiamo trovare la costante cinetica di una reazione.

Con la teoria degli urti, dobbiamo introdurre il concetto delle superfici di contatto. Infatti, quando bruciamo un sacco di legno, sappiamo che un legno molto grosso ci mette molto più tempo a bruciare di un legno molto più sottile. Questo perché è solamente la superficie a contatto con l'aria che brucia. Tutta la massa di legna interna deve aspettare che la parte esterna sia consumata che potessero a contatto con l'ossigeno nell'aria e bruciare. Sappiamo tutti quanti che se lo stesso ciocco di legno viene trasformato in trucioli di legno o anche segatura, la stessa qualche del legno brucerà molto più in fretta, molto più rapidamente, perché tutta la massa legnosa interna al sacco di legno viene esposta all'aria sotto forma di tanti piccoli frammenti di segatura. Quindi, questo concetto è molto importante per controllare una combustione. Sappiamo che dentro le camere di combustione dei motori, il carburante viene polverizzato da una pompetta e trasformato in una specie di vapore, in modo che anche se il liquido, le micro goccioline di carburante hanno la massima possibilità di interagire con l'ossigeno presente all'interno della camera di combustione. Lo stesso carburante, se venisse bruciato senza questa fase di polverizzazione o di vaporizzazione, non avrebbe la stessa efficacia nella sua reazione a combustione, avrebbe molto più lentamente. Quindi, aumentare la superficie di contatto tra i reagenti aumenta la capacità di questi di interagire e di rendere la reazione chimica più piace e veloce.

Poi, i catalizzatori. E abbiamo già visti. I catalizzatori sono delle sostanze che non si consumano perché non sono né reagenti o nei prodotti dentro la reazione, che però interagiscono con i reagenti accelerando o facilitando gli urti efficaci. Qui vediamo il grafico di una reazione chimica con i reagenti ai prodotti. Vedete che l'energia del complesso attivato, o comunque sia, l'energia di attivazione si abbassa notevolmente se nel sistema è presente un catalizzatore. Qui lo stesso modo, vediamo che anche a temperatura ambiente, la presenza di un catalizzatore abbassa l'energia di attivazione. Qui abbiamo legge destinazione senza catalizzatore, che quindi interessa poche molecole di una distribuzione gaussiana di molecole dentro il sistema. Abbassare l'energia di attivazione significa comprendere più molecole del sistema e quindi aumentare la probabilità di ottenere un urto efficace. I catalizzatori possono essere omogenei o eterogenei. Qual è la differenza? Se sono nella stessa fase dei reagenti, quindi i reagenti sono passati e anche i catalizzatori sono gassosi, possiamo dire che sono omogenei. Altrimenti, se abbiamo catalizzatori liquidi e solidi dentro reazioni chimiche dove gli agenti sono in fase diversa da quella dei catalizzatori, allora si definiscono eterogenei. Possono essere positivi o negativi, se questi catalizzatori accelerano o rallentano una versione chimica. Infatti, catalizzatori possono anche fare il contrario, ovvero rendere più difficile una lezione chimica, limitare gli urti efficaci e quelli di fatto rallentare questa reazione chimica. Vedremo che in biologia, gli enzimi svolgono questo lavoro. Ci sono enzimi che accelerano le lezione chimiche ed enzimi, invece, che rallentano l'azione chimiche. Gli enzimi sono delle proteine che hanno normalmente un sito attivo dove si depositano i reagenti di questa reazione, chiamato substrato, e questa se cattivo, la reazione chimica viene facilitata o al contrario, se renzi ma invece è negativo, viene resa più difficile.

Parliamo adesso dell'equilibrio chimico. Non tutte le reazioni sono a senso unico, ma molte sono a doppio senso, in cui i prodotti reagiscono a loro volta tra di loro per dare di nuovo origine reagenti. Quindi, consideriamo una reazione chimica con una doppia freccia, eccola qua. Abbiamo i reagenti che reagiscono per dare i prodotti. La reazione chimica tra i viaggianti e questi prodotti si chiama reazione diretta. Quella dai prodotti ai reagenti si chiama reazione inversa. Qui facciamo un esempio in cui scriviamo 2 HI in fase gassosa con doppia freccia per dire che una lezione doppia che mi dà H2, sempre in fase gassosa, più iodio molecolare I2, è sempre in fase gassosa. Questa doppia freccia significa che a loro volta i prodotti reagiscono tra di loro per dare di nuovo origine al reagente. La velocità di questa reazione inversa aumenta via via che aumenta la concentrazione di HI. Quando la reazione diretta ed inversa raggiungono la stessa velocità, si consumano tanti prodotti reagenti quanti se ne producono e la reazione chimica raggiunge l'equilibrio dinamico. L'equilibrio chimico è la condizione dinamica in cui la reazione diretta e reazione diversa si svolgono contemporaneamente alla stessa velocità. Che cosa vuol dire equilibrio dinamico? Non è un equilibrio statico, ma un equilibrio dinamico in cui lo status quo di una reazione è garantita da un continuo ricambio di particelle che costituiscono reagenti e prodotti, mantenendo costanti delle reciproche proporzioni. Che cosa vuol dire che io avrò all'equilibrio la stessa percentuale dei reagenti e prodotti, nonostante questi si creino e distruggano continuamente.

Vado avanti e possiamo rappresentare in questa situazione con questi due grafici. In un grafico abbiamo la concentrazione messa in relazione con il tempo, nell'alto grafico la velocità di reazione messa sempre in correlazione con il tempo. Vediamo il primo grafico. Questa è la reazione chimica. Vediamo che al passare del tempo diminuiscono gli agenti e aumentano i prodotti. Che cos'è questa riga tratteggiata? Questa riga tracciata rappresenta la situazione all'equilibrio. Infatti, una volta superata la riga tratteggiata, le curve diventano delle linee orizzontali, vuol dire che la loro concentrazione non cambia al passato del tempo, rimangono costanti nel tempo e quindi quando è che avviene questa situazione? Quando la velocità delle reazioni diretta, quella che consuma i reagenti e genera prodotti, e la velocità della versione inversa, che quella invece che consuma i prodotti e produce reagenti, raggiungono la stessa velocità e quindi coincidono. Come vedete, la riga tratteggiata comincia quando le due velocità coincidono. Avremo una continua produzione di istruzione dei prodotti reagenti che però mantiene costante la loro percentuale.

Vediamo adesso come si può calcolare la resa di una reazione all'equilibrio chimico. Una lezione si può trovare in equilibrio anche con un rapporto tra la gente prodotti diverso tra loro, cioè non devono necessariamente essere 50% reagente, 50% prodotti. Anzi, la maggior parte delle volte i due rapporti sono abbastanza in disaccordo. Ad esempio, una reazione può essere un equilibrio con prodotti al 30% e reagente 70% o viceversa. Quindi, significa che la regione chimica può essere spostata o verso le agenti o verso i prodotti e si definiscono rispettivamente spostata verso sinistra oppure spostata verso destra. La resa della reazione in equilibrio non sarà mai al 100% perché una parte dei prodotti reagisce per generare i reagenti. Quindi, solamente le reazioni dirette possono avere una resa 100%. Le reazioni a doppio senso, invece, non possono avere una rete al 100% perché c'era sempre una quantità di prodotti che dovrà reagire tra loro per generare reagenti.

Ora vi mostro come si può rappresentare l'equilibrio dinamico di una reazione con questi due grafici. Qui immagino un grafico in cui ho sull'asse delle y la concentrazione, sulla strada x l'asse del tempo, nell'altro invece sulla stati y la velocità di reazione e sull'asse dell'x sempre il tempo. Nel primo grafico mostro come al diminuire delle agenti aumentano i prodotti fino a quando praticamente le due rette diventano orizzontali. Quando diventano orizzontali, vuol dire che, come detto prima, al passare del tempo rimangono costanti le percentuali della gente dei prodotti, o raggiunto l'equilibrio, infatti sta nella zona identificata con l'equilibrio. Se adesso rappresentano assistere azione con quest'altro grafico, mostro che le curve che mettono in relazione le velocità di reazioni diretta è inversa di questa reazione chimica con il tempo coincidono e diventano orizzontali insieme nello stesso punto. Quindi, vuol dire che la reazione chimica raggiunge l'equilibrio dinamico quando la velocità della lezione diretta diventa uguale a quella dell'elezione inversa e avviene quando, a passare del tempo, le quantità dei reagenti dei prodotti rimangono costanti.

Quindi, distendiamo bene questi due casi. Abbiamo una risata quando i reagenti della reazione all'equilibrio hanno una bassa concentrazione, che vuol dire? Vuol dire che se ne sono consumati molti e se se ne sono consumati in molti, vuol dire che si sono generati molti prodotti e quindi la lezione è efficiente. Abbiamo che l'elezione è spostata verso destra e si rappresenta con la freccia verso destra più lunga di quella verso sinistra, cioè con la freccia verso i prodotti più lunga della freccia rivolta verso i reagenti. Abbiamo che all'equilibrio i reagenti sono molto minori dei prodotti, e questo è un grafico che la può rappresentare. Qui abbiamo la linea rossa dei prodotti che si alza moltissimo fino a raggiungere l'equilibrio a un'alta percentuale di concentrazione e raggiunge al suo equilibrio quando la concentrazione è molto bassa. La zona equilibrio e questo evidenziata quando le due curve acquisiscono una orientazione orizzontale, significa che la velocità non varia nel tempo. Ne abbiamo già visto nelle slide e precedenti, e questa è la reazione: abbiamo una molecola di azoto che reagisce con tre molecole di idrogeno H2, la loro reazione mi genera due molecole di ammoniaca 2 NH3. Questa reazione chimica tende ad arrivare in una condizione di equilibrio in cui abbiamo pochi reagenti e tanti prodotti e quindi la versione chimica è favorita verso i prodotti, ovvero è spostata verso destra.

Vediamo l'altro caso, il caso in cui abbiamo che all'equilibrio i reagenti sono maggiori dei prodotti. La freccia verso i reagenti è più sviluppata di quella verso i prodotti. Si dice che questa reazione è spostata a sinistra ed è un'elezione a resa bassa. Vediamo come si può rappresentare con il grafico, stesso grafico con concentrazioni sull'asse della ypsilon e tempo sulla sx. Vediamo che quando si raggiunge l'equilibrio, la concentrazione delle agenti si abbassa di poco e la concentrazione prodotti si alza di poco. Quindi, abbiamo che all'equilibrio c'è un'alta concentrazione di agenti e una bassa concentrazione di prodotti. Questo è grafico tipico di una lezione a bassa resa. Vediamo un esempio. In questo caso abbiamo che all'equilibrio c'è una maggiore quantità di reagenti, quindi all'equilibrio abbiamo più molecole di azoto e molecole di idrogeno e invece abbiamo poche ammoniaca. Vedremo che è possibile spostare una qualsiasi erezione verso destra o verso sinistra cambiando i parametri chimici e fisici dell'ambiente in cui si sta sviluppando. Si definiscono condizioni ottimali le condizioni di equilibrio dinamico che mi danno la massima produttività o comunque una resa.

Alta, con il minimo dispendio di energia. Nella chimica industriale, spesso si vanno a creare artificialmente queste condizioni per poter avere la massima resa di una reazione chimica. Infatti, qui vediamo un esempio.

Questa è un grafico che rappresenta la condizione ottimale di questa reazione chimica. Abbiamo che nella reazione di dissociazione della CO2, che abbiamo già visto tante volte in questa lezione, c'è una percentuale del 78% di prodotti contro una percentuale del 22% di reagenti all'equilibrio. E questa è la condizione più ottimale che si può ottenere con questa reazione chimica. In particolare, in questa equazione, l'equilibrio si raggiunge quando i reagenti raggiungono il 22% del totale e i prodotti il 78%. Lo abbiamo appena detto. La reazione in equilibrio si dice spostata verso destra, ovvero verso i prodotti. E questo, ovviamente, è una lezione ad alta resa.

Però, ci possono essere condizioni ottimali in reazioni a bassa resa. Non tutte le reazioni hanno condizioni ottimali ad alta resa. Diciamo che in questa reazione chimica, la condizione migliore che si può avere è questa, in cui abbiamo che in condizioni di equilibrio raggiungiamo al massimo un rapporto di 65% per reagenti e 35% per prodotti. E quindi, in condizioni ottimali, più di così per questa reazione in particolare non si può fare. E si dice che in condizioni normali, la reazione chimica ha una resa bassa ed è spostata a sinistra.

Siamo finalmente giunti alla costante di equilibrio. Quindi, abbiamo la solita reazione chimica: H2 in fase gassosa più I2 in fase gassosa che mi dà 2 HI in fase gassosa. Proviamo a calcolare le due velocità della reazione diretta e inversa di questa reazione chimica e vediamo che tra loro c'è una relazione.

Quindi, la velocità diretta di questa reazione, ovvero quella che considera i prodotti come prodotti e reagenti come tali, abbiamo K diretta per il prodotto dei reagenti. Però, possiamo calcolare anche la velocità inversa, quella che considera i prodotti come reagenti e viceversa. E vediamo che equivale a K inversa per il quadrato di HI. Perché il quadrato? Perché HI è qui, ho 2 HI, devo considerare questo numero stechiometrico della reazione chimica bilanciata come esponente della concentrazione di HI. L'abbiamo già visto nelle altre formule.

Quindi, in questa slide, abbiamo visto che per ogni reazione diretta e inversa, abbiamo calcolato la reciproca costante K. Possiamo dire che il rapporto tra la K diretta fratto la K inversa è sempre costante, perché questa reazione chimica è in equilibrio dinamico. Quindi, posso anche scrivere che [HI]^2 fratto [H2] per [I2]. Vi ricordo, questo quadrato corrisponde al valore stechiometrico nella reazione chimica bilanciata, fratto la quantità di H2 per I2. Tutto questo è costante. Perché è costante? Perché presupponiamo che la reazione chimica sia in equilibrio dinamico. Il valore stechiometrico diventerà esponente, l'abbiamo già detto. Questa costante diventa la costante di equilibrio, ovvero la costante dell'equilibrio dinamico.

Consideriamo allora una generica reazione chimica con i suoi coefficienti stechiometrici. Come reagenti abbiamo A e B maiuscolo con i loro rispettivi coefficienti stechiometrici a e b minuscolo in rosso, che mi generano i prodotti C e D maiuscolo e i loro rispettivi valori stechiometrici c e d minuscolo, qui evidenziati in rosso. Quindi, all'equilibrio, le due velocità della reazione diretta e inversa devono essere uguali. Queste sono le formule per calcolare la velocità della reazione diretta e inversa.

Quindi, la velocità della reazione diretta equivale a K diretta per il prodotto dei reagenti elevati ai loro valori stechiometrici. E ugualmente, la velocità della reazione inversa deve essere uguale alla K inversa per il prodotto dei prodotti elevati ai loro valori stechiometrici. All'equilibrio, queste due velocità devono essere uguali, altrimenti non sarebbe un equilibrio chimico. E quindi, possiamo scrivere questa uguaglianza. Se la velocità diretta è uguale a quella inversa, perché siamo all'equilibrio, allora possiamo scrivere anche che K diretta per il prodotto dei reagenti elevato ai loro valori stechiometrici equivale alla K inversa per il prodotto dei prodotti elevato ai loro valori stechiometrici.

Posso scrivere questa eguaglianza sotto forma di questa equazione, dove la costante di equilibrio di tutta la reazione equivale al prodotto dei prodotti elevato ai loro valori stechiometrici, fratto il prodotto dei reagenti elevato ai loro valori stechiometrici. Quindi, ci dice che la costante di equilibrio è direttamente proporzionale alla variazione dei prodotti, inversamente proporzionale alla variazione dei reagenti. Aumentano i prodotti, aumenterà la costante di equilibrio. Aumentano i reagenti, diminuisce la costante di equilibrio.

Cosa possiamo capire dalla costante di equilibrio di una reazione? Se la costante di equilibrio è maggiore di 1, la concentrazione di uno o più dei reagenti che sono al denominatore deve essere piccola rispetto al numeratore, dove sono invece i prodotti. Quindi, i prodotti prevalgono all'equilibrio. E possiamo dire che la reazione chimica è spostata verso destra, perché favorisce i prodotti. Invece, se la costante di equilibrio è minore di 1, possiamo dire che la concentrazione di uno o più dei prodotti che sono al numeratore deve essere piccola rispetto al denominatore, dove invece sono i reagenti. Quindi, i reagenti prevalgono all'equilibrio. E possiamo dire che la reazione chimica è spostata a sinistra.

Quindi, cosa possiamo dedurre da questa costante di equilibrio? Che se la costante di equilibrio è minore di 1, la reazione chimica favorisce i reagenti. Se invece è maggiore di 1, favorisce i prodotti.

Facciamo questa esercitazione. Calcola la costante di equilibrio per la reazione 2 SO2 in fase gassosa più O2 in fase gassosa che mi dà 2 SO3 in fase gassosa. Sapendo che le concentrazioni all'equilibrio sono di 45 gradi. Vediamo che queste reazioni chimiche sono già bilanciate. I valori stechiometrici sono pari a 2 per SO2 e 2 per SO3, mentre è solamente 1 per O2. Quindi, la reazione chimica è bilanciata in questo modo: ho 2 zolfo, 3 reagenti, 2 zolfo tra i prodotti e 2 x 2 fa 4, più questo 2 fanno 6 ossigeni tra i reagenti e 2 x 3 fanno 6 ossigeni tra prodotti. Quindi, questa reazione chimica è bilanciata. Utilizzeremo questi valori stechiometrici nella formula adesso per calcolare la costante di equilibrio.

Vediamo i dati. Abbiamo che SO2 è 2,9 per 10 alla -2 moli per litro, mentre O2 è 3,2 per 10 alla -2 moli per litro, SO3 è 1,5 per 10 alla -3 moli per litro. Abbiamo tutti i dati per calcolare K. Cosa devo fare? Il prodotto dei prodotti elevati ai loro valori stechiometrici, fratto il prodotto dei reagenti elevato ai loro valori stechiometrici. Sostituisco i dati: [SO3]^2 fratto [SO2]^2 per [O2]. Sostituisco adesso i valori nella formula e ottengo che la costante di equilibrio a questa temperatura, perché vedremo le costanti cambiano con la temperatura, per questa reazione chimica equivale a 8,4 per 10 alla -12. Essendo un valore minore di 1, perché questo sarebbe 0,084, abbiamo che questa reazione a questa temperatura favorisce i reagenti, perché K è minore di 1 e quindi è spostata verso sinistra.

Ora vediamo come si calcola la costante di equilibrio quando la reazione chimica avviene in fase gassosa. Qui abbiamo sempre i soliti reagenti A maiuscolo e B maiuscolo con i loro rispettivi valori stechiometrici a e b minuscolo in rosso, specificati in fase gassosa, che danno origine ai loro prodotti C e D maiuscoli con i loro rispettivi valori stechiometrici c e d minuscoli in rosso, specificati sempre in fase gassosa. Adesso dobbiamo trovare un altro valore che si chiama Kp, una costante che equivale al prodotto delle pressioni parziali dei prodotti elevati ai loro valori stechiometrici, fratto il prodotto delle pressioni parziali dei reagenti elevati ai loro valori stechiometrici.

Le pressioni parziali sono la frazione della pressione che quel particolare reagente, sotto forma di gas, contribuisce alla pressione totale di tutta la fase in cui sta avvenendo. Quindi, se questa reazione chimica avviene a una pressione di 3 atmosfere, dobbiamo calcolarci la frazione di pressione di quelle 3 atmosfere che compete ai reagenti e ai prodotti. Quindi, specificato questo parametro importante, rivediamo il vecchio parametro della costante di equilibrio, che è sempre il prodotto dei prodotti elevati ai loro valori stechiometrici, fratto il prodotto dei reagenti elevato ai loro valori stechiometrici.

E quindi, considerando queste due costanti Kp e Kc, esiste una legge che le mette in relazione ed è la seguente: Kp equivale a Kc per R per T elevato al delta N. Cosa sono questi valori? Vediamo uno per uno. Kp, l'abbiamo appena vista. Kc, è quello vecchio. R, che cos'è? R è la costante universale dei gas, che equivale a 0,0821 litri per atmosfere fratto moli per gradi Kelvin. Quindi, è una costante che va messa fissa ed è quella che mette in relazione le moli con le pressioni parziali. Mentre la temperatura è la temperatura in gradi Kelvin ed è l'unico parametro di questa reazione che dipende dalla temperatura dell'ambiente in cui sta avvenendo la reazione chimica. E poi abbiamo questo delta N. Questo delta N rappresenta la variazione complessiva del numero di moli dei reagenti e dei prodotti. E come si calcola questo delta N? Si fa la somma delle moli dei reagenti meno la somma delle moli dei prodotti. Faremo un esercizio per capire cosa vuol dire.

Specifichiamo che quando delta N è uguale a zero, allora Kp è uguale a Kc, e la formula diventa così. Se delta N è uguale a 0, tutta questa quantità elevata a zero fa uno, quindi diventa che Kp è uguale a Kc per uno, quindi Kp uguale a Kc.

Facciamo un'esercitazione per capire meglio quello che appena spiegato. Calcolare la costante Kp per la seguente interazione all'equilibrio, dove è tutto quanto in fase gassosa. Abbiamo la reazione 2 SO2 in fase gassosa più O2 in fase gassosa, questi sono i reagenti con la doppia reazione di 2 SO3 in fase gassosa. Abbiamo già visto questa reazione chimica come bilanciata, quindi andiamo avanti subito, sapendo che Kc equivale a 0,180 a 50 gradi centigradi.

Scriviamo i dati e calcoliamo Kp. Quindi, dati sono: temperatura uguale a 50 gradi centigradi. Però, la formula che mette in relazione Kp con Kc vuole in gradi Kelvin. E quindi, devo convertire Celsius in Kelvin, e quindi devo semplicemente aggiungere 273, e mi viene che i 50 gradi Celsius corrispondono a 323 gradi Kelvin. Kc è 0,180, e Kp è la nostra incognita.

Andiamo ad applicare la formula vista prima, che mette in relazione Kc con Kp, che è questa qua: Kp equivale a Kc per R per T elevato a delta N. Dobbiamo quindi calcolare delta N, che sono la somma delle moli dei prodotti meno la somma delle moli dei reagenti. Come si fa? Abbiamo visto che in questa equazione, il prodotto è solamente uno, e le sue moli sono 2, se lo dice il suo valore stechiometrico. Quindi, 2 meno la somma delle moli dei reagenti. Qui abbiamo un 2 e qui abbiamo un 1. Quando non c'è niente, è 1. Qui devo fare 2 più 1. Mi viene 2 meno questo 3, 2 meno 3 equivale a meno 1. Quindi, in questo caso, per questa reazione chimica, delta N equivale a meno 1. Ho semplicemente utilizzato i valori stechiometrici in questa equazione.

E quindi, che succede? Vado a sostituire i valori. Kp equivale a 0,180 per 0,0821, che è la costante universale di gas R, l'abbiamo vista prima, per 323, la temperatura in gradi Kelvin, elevato alla -1. Esce fuori una Kp di 8,79 per 10 alla -3. Kp è venuta minore di 1. Quindi, come nel caso dei Kc, se Kp è minore di 1, vuol dire che la reazione è spostata verso sinistra e prevalgono i reagenti.

Facciamo quest'altro esercizio. Calcola la costante Kp per la seguente reazione all'equilibrio: N2, azoto in fase gassosa, più tre molecole di H2, sempre in fase gassosa, che fanno una reazione all'equilibrio con 2 NH3, ammoniaca, in fase gassosa. Sapendo che le pressioni parziali all'equilibrio sono rispettivamente 0,036 atmosfera per l'azoto, 0,45 atmosfere per l'idrogeno e 0,39 atmosfere per l'ammoniaca. Dobbiamo applicare questa formula per trovarci Kp. Ovviamente, consideriamo sempre i valori stechiometrici di questa reazione, che è già stata bilanciata.

Quindi, Kp equivale a [NH3]^2 fratto [N2] per [H2]^3. Perché il suo coefficiente stechiometrico è 2, fratto i reagenti che sono N2 elevato alla 1, perché nell'azione chimica non ci sono valori stechiometrici, qui è come se ci fosse uno, e per H2 che è l'idrogeno elevato a 3, perché nella reazione chimica bilanciata il suo valore stechiometrico è pari a 3. Vado a sostituire i valori e trovo che Kp equivale a 3,5 per 10 alla -2. Anche in questo caso, Kp è minore di 1, e quindi la reazione è spostata a sinistra, verso i reagenti.

Fino adesso, abbiamo visto la costante di equilibrio quando tutti quanti reagenti e prodotti sono nella stessa fase. Vediamo invece quando in una reazione chimica abbiamo reagenti e prodotti in fasi diverse. Ad esempio, in questa reazione chimica, abbiamo 2 C in fase solida che reagisce con l'ossigeno in fase gassosa per generare 2 CO2 in fase gassosa. Quindi, abbiamo che il carbonio, tra i reagenti, è in fase solida, mentre l'ossigeno e CO2 sono in fase gassosa.

In questa reazione, dobbiamo considerare il solido, però, nel calcolo della costante. Quindi, questo è sempre la formula per trovare Kc. Qui l'abbiamo scritta in relazione a questa reazione chimica, e la componente solida va integrata nella Kc. Dobbiamo quindi creare una nuova costante, Kc primo. Kc primo considera già il suo valore di Kc integrato. Infatti, questa Kc è una costante di equilibrio che tiene in considerazione la componente solida della fase.

Vediamo che cosa vuol dire quello che ho scritto qua, che questo C al quadrato va spostato di qua della funzione, e abbiamo [C]^2 in fase solida per Kc che equivale a solamente al prodotto in fase gassosa elevato al quadrato, fratto l'unico reagente in fase gassosa, ovviamente elevato a 1, perché nel bilanciamento c'era solamente uno. Abbiamo già visto prima, quindi possiamo scrivere che [C]^2 s per Kc equivale a Kc primo. Per convenienza, si pone la componente non gassosa pari a 1, in modo che Kc diventi uguale a Kc primo.

Quindi, morale della favola, cosa possiamo dire? Che nei sistemi eterogenei all'equilibrio, il valore della costante non dipende dalla quantità di solidi o di liquidi, ma solamente delle componenti gassose.

Facciamo questa esercitazione. Proviamo a scrivere le equazioni di equilibrio delle seguenti reazioni chimiche multi fase. Cominciamo con questa: carbonato di calcio, CaCO3, in fase solida, che mi dà ossido di calcio in fase solida più anidride carbonica, CO2, in fase gassosa. Come la scrivo questa? Non posso considerare le componenti solide, e quindi Kc equivale solamente all'unico prodotto elevato alla 1, perché ovviamente questa è già bilanciata e qui non c'è niente che si trova in fase gassosa.

Oppure, proviamo a scrivere quest'altra: l'ossido di nichel, NiO, in fase solida, che reagisce con idrogeno in fase gassosa, che mi dà il nichel nativo in fase solida più l'H2O, l'acqua, in fase gassosa. Come posso trovare il Kc di questa equazione? Devo considerare praticamente pari a 1, quindi non li devo considerare proprio nel calcolo le componenti solide di questa equazione. Quindi, l'unico prodotto in fase gassosa, sempre elevato alla 1, perché la reazione chimica è bilanciata, qui non ho nessun valore stechiometrico, quindi è 1, fratto l'unico reagente in fase gassosa, sempre della dalla 1, perché qui, sempre nella reazione bilanciata, ho sempre 1. Qui non c'è niente. E quindi, abbiamo che Kc uguale a Kc primo, perché considero per convenzione i valori delle componenti solide pari a 1.

Quindi, per semplificare i calcoli, possiamo dire che Kc nelle reazioni chimiche multifase che equivale solamente alla formula classica dei prodotti fratto reagenti elevati ai loro valori stechiometrici, che considera però solamente le componenti in fase gassosa di tutta quanta la reazione. Le altre componenti le ignora completamente.

Vediamo questo esercizio. Calcolare la concentrazione all'equilibrio della reazione di sintesi di ioduro di idrogeno. Reazione chimica già vista prima e quindi già bilanciata, equivale a H2 in fase gassosa più I2 in fase gassosa che mi dà 2 HI in fase gassosa. Quindi, questa qui è monofasica. Abbiamo che la costante di equilibrio vale 54 a 450 gradi centigradi. Quindi, dobbiamo calcolare la concentrazione di reagenti e prodotti all'equilibrio quando si fanno reagire all'inizio della reazione 2 moli per litro di HI con 4 moli per litro di I2.

Scriviamo i dati. Abbiamo dei componenti iniziali di idrogeno e di iodio e Kc a 54 a 453 centigradi. E poi le incognite: i componenti di idrogeno, iodio e HI quando la reazione si trova all'equilibrio.

Scriviamo l'equazione per la costante di equilibrio, in cui mettiamo i prodotti elevati ai loro per questi stechiometrici, in questo caso è 2 per HI, fratto il prodotto dei reagenti elevati ai loro prodotti stechiometrici. Come vedete, qui è sempre elevato a 1, perché nella reazione tecnica bilanciata entrambi i membri non hanno nulla davanti, quindi è come se ci fosse 1. Già detto tante volte anche questa cosa. E vado a scrivere questa tabella, in cui devo specificare cosa succede prima, durante e dopo l'equilibrio.

Allora, inizialmente abbiamo 2 moli di H2 e 4 moli di I2. Ovviamente, prima delle reazioni chimiche, non abbiamo ancora i prodotti, quindi non abbiamo moli di 2 HI. E dobbiamo considerare che durante la reazione chimica ci sarà una variazione di reagenti e di prodotti. Visto che il rapporto per entrambi è 1 a 2, la variazione del prodotto finale sarà due volte la variazione di ogni singolo reagente. Lo capiamo dai valori stechiometrici. Il rapporto tra reagente e prodotto è 1 a 2, e quindi la variazione di HI sarà il doppio sia di H2 che di I2. E poi scrivo all'equilibrio. Ovviamente, all'equilibrio sarà iniziale meno variazione, sia per H2 che per I2. Quindi, 2 meno X, 4 meno X. E poi, ovviamente, all'equilibrio avrò 2 volte la variazione, 2X.

Quindi, considerando questa tabella, adesso vado a farmi i calcoli. Scrivo la costante di equilibrio per questa reazione. Vado a mettere i calcoli con l'incognita che è la X. Quando lo andrò a sviluppare, troverò un'equazione di secondo grado. Quindi, sostituisco i valori e vado a sviluppare queste equazioni di secondo grado. Mi esce fuori praticamente tutto questo qui. Ci sono tutti quanti i conti, potete vederli tra di voi. Però, alla fine, io ottengo un'equazione di secondo grado, ovvero un valore elevato alla X al quadrato, meno un valore elevato alla X, più un valore senza la X. E quindi, applico la formula risolutiva per equazioni di secondo grado per trovare questi due valori di X, perché un'equazione di secondo grado, da matematica, sappiamo che ci dà due soluzioni: X1 e X2.

Sostituisco questi valori nella formula risolutiva dell'equazione di secondo grado e ottengo che X1 e X2 sono rispettivamente 4,265 e 1,87. Uno di questi valori deve essere scartato, perché ho solamente una X da trovare. Ovviamente, questo perché i valori di X non potrà mai essere maggiore dei reagenti. Non potrò mai avere che i prodotti sono due volte la quantità iniziale dei reagenti, altrimenti vado a vanificare il principio secondo cui in una reazione chimica nulla si crea, nulla si distrugge. E quindi, devo utilizzare l'altro valore, X2, che possa sostituire qua dentro, mettere al posto di X, e trovarmi i valori reciproci all'equilibrio. Quindi, sviluppo il calcolo e otteniamo che, sostituendo 1,87 a questa tabella, ottengo che all'equilibrio H2 è 0,213 moli per litro, I2 è 2,13 moli per litro, e HI è 3,74 moli per litro.

Per sapere se tutto questo è giusto, posso fare la prova del nove, e qual è? Semplicemente, ricalcolarmi Kc che avevo tra i dati iniziali dell'esercizio, sostituendo questi valori nella formula risolutiva di Kc. E se, a conti fatti, mi torna il Kc che avevo nel testo dell'esercizio, allora vuol dire che tutto quanto l'esercizio è giusto.

Facciamo questo esercizio. Calcolare la pressione parziale all'equilibrio della seguente reazione alla pressione iniziale di 0,70 atmosfere, quando praticamente la CO2 reagisce con H2. La Kp me la dà l'esercizio ed è 4,24 alla temperatura di 1990 gradi Kelvin. Anche questa è una reazione monofasica, tutte le componenti, prodotti e reagenti sono nella stessa fase. E possiamo calcolare la pressione parziale all'inizio della reazione di idrogeno, in modo che quando questa arriva all'equilibrio, quella di monossido di carbonio raggiunga il valore di 0,60 atmosfere.

Quindi, abbiamo anche questa informazione. Scriviamo tutti quanti i dati nella tabella. I dati sono: pressione iniziale di CO2, Kp, la pressione all'equilibrio di CO, la temperatura, e qui abbiamo tutto questo. E l'incognita è la pressione iniziale di H2, che sarebbe l'altro reagente.

Scriviamo l'equazione della reazione di equilibrio e vediamo quali sono le incognite. Quindi, Kp ce l'abbiamo. Scriviamo le pressioni parziali dei prodotti elevati ai loro valori stechiometrici, fratto le pressioni parziali dei reagenti elevati ai loro valori stechiometrici. Questa volta è tutto quanto elevato alla 1, perché col bilanciamento dell'azione chimica non abbiamo dovuto aggiungere valore stechiometrico per bilanciarla. E otteniamo questa equazione: P(CO) per P(H2O) fratto P(CO2) per P(H2).

Vado a scrivere la stessa tabella di prima, in cui considero la fase iniziale, la variazione e la fase all'equilibrio. La fase iniziale la conosciamo: abbiamo 0,70 di CO2, ma la massa incognita è la pressione iniziale dell'altro reagente, H2. Ovviamente, inizialmente non ci sono prodotti, quindi sappiamo che le pressioni iniziali di CO e H2O sono 0. Poi, la variazione ce la dice nel testo. Ci dice che all'equilibrio la CO raggiunge 0,60 atmosfere. Visto che il rapporto è 1 a 1, non devo fare nessun calcolo su questa variazione, e metto semplicemente che il rapporto è 1 a 1. Quindi, varia della stessa quantità per entrambi i reagenti, e devo calcolare per entrambi i reagenti una variazione di 0,60 atmosfere. Ovviamente, se i reagenti perdono 0,60 atmosfere, vuol dire che queste 0,60 atmosfere le acquisiscono i prodotti. E quindi, vi aggiungo il calcolo della variazione.

Allora, la mia unica incognita è questa. Io so che la pressione iniziale di H2 diminuisce di 0,60 atmosfere durante la variazione. Considerati questi conti, vado a scrivere tutto quanto nella mia equazione. E visto che conosciamo Kp dal testo dell'esercizio, alla fine posso trovare la pressione iniziale dell'idrogeno, che è 1,43 atmosfere, che è praticamente nella nostra X, l'incognita che ottengo esplicitando la X da questa equazione.

Finisco adesso questa lunga lezione con il principio di Le Chatelier. Che cosa dice questo principio? Questo principio è stato formulato nella necessità di rendere conveniente la produzione industriale di ammoniaca. Questa è la reazione dell'ammoniaca: una molecola di azoto in fase gassosa reagisce con tre molecole di idrogeno, sempre in fase gassosa, per dare origine a due molecole di ammoniaca, sempre in fase gassosa. Quindi, una reazione monofasica. Conoscere il modo per spostare l'equilibrio di una reazione a doppio senso per favorire la produzione di prodotti piuttosto che dei reagenti è stata di fondamentale importanza per lo sviluppo industriale dei fertilizzanti.

Infatti, dobbiamo considerare il processo di Haber. L'equilibrio di una reazione chimica cambia in base ai parametri chimici di pressione e temperatura, ed è anche in funzione della variazione di concentrazione tra reagenti e prodotti. L'ingegnere Haber studiò la reazione dell'ammoniaca a diversi valori per trovare le condizioni ideali di massima produzione di prodotti, quindi massima resa. Questo grafico, in particolare, mostra le diverse percentuali di ammoniaca all'equilibrio al variare dei valori di pressione e temperatura. Quindi, è un grafico multiparametrico che mette in relazione la concentrazione massima di ammoniaca all'equilibrio con il variare sia della pressione che della temperatura. E vediamo che ad alte pressioni e basse temperature troviamo la percentuale massima di ammoniaca quando la reazione chimica si trova all'equilibrio.

Quindi, questo principio mette in relazione le perturbazioni di un equilibrio chimico con la variazione dei parametri fisici e chimici: pressione, temperatura e concentrazione. Con Le Chatelier, possiamo prevedere come si comporta una reazione con la variazione di concentrazione dei reagenti e dei prodotti, la variazione del volume o della pressione del sistema, e poi con una variazione della temperatura.

Cominciamo con l'effetto della temperatura. Visto che l'aumento della temperatura accelera la velocità di una reazione chimica, abbiamo che la costante di equilibrio acquisisce valori diversi in base alla temperatura. Questo principio si comporta in modo diverso se la reazione chimica è esotermica o endotermica. Nel caso la reazione chimica fosse esotermica, il calore è uno dei prodotti, e quindi possiamo scriverla in questo modo: reagenti mi danno prodotti più il calore. O anche: compreso calore, reagenti danno prodotti. Il calore è uno dei prodotti. Allora, in questo caso, se aumenta il calore, la reazione chimica si sposta a sinistra e Kc diminuisce. Mentre, se diminuisce il calore, la reazione chimica si sposta verso destra e Kc aumenta. Kc diminuisce all'aumentare della temperatura.

Mentre, nel caso della reazione endotermica, abbiamo che il calore è uno dei reagenti, quindi la possiamo scrivere in questo modo: reagenti, compreso il calore, mi danno prodotti. Allora, all'aumentare del calore, la reazione si sposta verso destra e Kc aumenta. A diminuire del calore, la reazione si sposta a sinistra e Kc diminuisce. Quindi, Kc aumenta all'aumentare della temperatura.

Poi vediamo l'effetto della pressione. A differenza del caso precedente, la variazione di pressione non modifica la costante, ma sposta il suo equilibrio. Consideriamo la reazione: reagenti che danno prodotti in condizioni di equilibrio. Abbiamo che all'aumentare della pressione in un sistema gassoso all'equilibrio, questo si sposta nella direzione che permette di rendere minima la variazione di pressione. E qual è? Vediamo i due casi. Abbiamo il caso in cui abbiamo i reagenti con una mole e i prodotti con due moli. E l'equilibrio si sposta a sinistra, si sposta nella componente con meno moli. Quindi, in questo caso, i reagenti sono favoriti. Se invece abbiamo quattro moli a sinistra e due moli a destra, perché qui abbiamo una mole più tre fanno quattro moli, e qui abbiamo due moli, l'equilibrio si sposta a destra e i prodotti sono favoriti.

Quindi, per variare il meno possibile il sistema, la reazione si sposta verso il lato che ha meno moli, perché se vi ricordate, in fase gassosa, le moli occupano volume. Quindi, ricordatevi, quando modifico la pressione in un sistema, questo mantiene la stessa costante, ma l'equilibrio si sposta verso la parte della reazione dove ci sono meno moli.

Poi vediamo infine l'effetto della concentrazione. Anche in questo caso, non c'è una variazione della costante, ma solo dell'equilibrio. Consideriamo sempre una reazione chimica: reagenti e prodotti. Se si varia la concentrazione dei reagenti e dei prodotti di una reazione all'equilibrio a temperatura costante, il sistema reagisce spostando l'equilibrio nella direzione che consente di rendere minima la variazione. Quindi, se io aggiungo un reagente, l'equilibrio si sposta a destra, perché questo? Perché si aggiunge un reagente, deve diminuire il numeratore affinché Kc rimanga costante. Se invece io aggiungo un prodotto, l'equilibrio si sposta a sinistra, perché se vado ad aumentare il numeratore, devo diminuire il denominatore per mantenere Kc costante.

Detto questo, ho finito anche questa lunga lezione sulla cinetica delle reazioni chimiche. Nella prossima lezione, cambiamo argomento e parliamo delle soluzioni. Potete trovare questa lezione e tutto il mio corso della chimica facile sul mio canale YouTube e sulle mie pagine Instagram e Facebook, Prof. Antonio Iacono. Grazie.