Cinética Química: Velocidad, Teorías y Catálisis

2.2. Equazione di Velocità: L'equazione della velocità di reazione esprime la velocità in funzione delle concentrazioni delle sostanze reagenti in un dato istante. La costante k è chiamata costante di velocità. Gli esponenti x e y rappresentano l'ordine parziale di reazione rispetto a ciascuna sostanza. La somma degli ordini parziali (x + y) è l'ordine globale della reazione. Il tempo di dimezzamento è il tempo necessario affinché la concentrazione di un reagente si riduca alla metà.

Tipi di Reazioni:

• Reazioni di ordine zero
• Reazioni di primo ordine
• Reazioni di secondo ordine

Teorie della Reazione Chimica

Teoria delle Collisioni

La teoria di Lewis propone che le reazioni chimiche avvengano a seguito di collisioni tra le molecole dei reagenti. La velocità di reazione dipende da due fattori:

• Frequenza delle collisioni: Il numero di collisioni tra le molecole per unità di volume. Può essere calcolata dalla teoria cinetica dei gas.
• Efficacia delle collisioni: Per essere efficace, una collisione deve portare alla rottura di alcuni legami e alla formazione di altri.

In una collisione efficace:

• Gli atomi, le molecole o gli ioni dei reagenti devono avere sufficiente energia cinetica per rompere i legami esistenti (energia di attivazione, E_a).
• L'orientamento della collisione deve essere adeguato.

L'equazione di Arrhenius descrive la relazione tra la costante di velocità e la temperatura: k = Ae^-Ea/RT

Teoria dello Stato di Transizione o del Complesso Attivato

Eyring ha proposto che le molecole reagenti, quando collidono, formano un aggregato, non solo un incontro di molecole, ma una molecola complessa. Questo complesso intermedio è chiamato complesso attivato o stato di transizione ed è molto instabile. L'energia di attivazione rappresenta l'energia necessaria per formare il complesso attivato.

L'equazione è simile a quella di Arrhenius: k = Ae^-Ea/RT

In un diagramma di energia, l'entalpia di attivazione può essere rappresentata come la differenza di entalpia tra i reagenti e il complesso attivato. L'entalpia di attivazione è sempre positiva.

Catalizzatori

La velocità di alcune reazioni può essere alterata dall'aggiunta di piccole quantità di sostanze chiamate catalizzatori. I catalizzatori aumentano la velocità di una reazione senza essere consumati nel processo e non alterano l'equilibrio chimico. Essi modificano il meccanismo di reazione, abbassando l'energia di attivazione necessaria per raggiungere lo stato di transizione.

• Catalizzatore positivo: Aumenta la velocità di reazione.
• Catalizzatore negativo: Riduce la velocità di reazione.

Tipi e Utilizzi dei Catalizzatori

La catalisi può essere di due tipi:

• Catalisi omogenea: Il catalizzatore si trova nella stessa fase dei reagenti. Ad esempio, un gas che catalizza una reazione tra altri gas.
• Catalisi eterogenea: Il catalizzatore si trova in una fase diversa rispetto ai reagenti.

L'inattivazione o avvelenamento del catalizzatore è un problema comune.

Catalisi enzimatica: È considerata un tipo intermedio tra catalisi omogenea ed eterogenea. Gli enzimi sono catalizzatori biologici altamente efficienti.