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UD 4 - Coggle Diagram
UD 4
cinetica di reazione
cinetica chimica
velocità con cui le reazioni avvengono
meccanismo con cui reagenti diventano prodotti
reazioni a + stadi
stadi intermedi
ogni stadio con una sua velocità
stadio + lento = determinante
determina velocità complessiva della reazione
influenzata da
temperatura
molecole + velocità = collisioni con + energia
superficie di contatto
+esposizione nei solidi = + velocità
concentrazione reagenti
+collisioni = + velocità
catalizzatori
abbassano energia di attivazione senza consumarsi
ordine di reazione
velocità dipende da concentrazione dei reagenti
ex. reazione di primo ordine = velocità proporzionale a [un solo reagente]
determinato sperimentalmente
molecolarità
numero di particelle che partecipano a un passaggio elementare
ex. reazione unimolecolare = una sola particella coinvolta
legge di Arrhenius
velocità dipende dalla temperatura
k = Ae ^(-Ea/RT)
k = costante di velocità
Ea = energia di attivazione
quantità minima di energia per far avvenire la reazione
determina la facilità con cui si avvia una reazione
temperature + alte = + molecole superano barriera Ea
A = fattore di frequenza
teoria degli urti efficaci
solo le collisioni con abbastanza energia e giusto orientamento reagiscono superando la barriera cinetica
teoria dello stato di transizione
reagenti passano da stato di transizione durante la reazione
punto di energia max in cui legami stanno o per rompersi o per formarsi
stato instabile
determina velocità di reazione
+energia in questo stato = + lenta è la reazione
catalizzatori
accelerano reazioni
riducono energia di attivazione senza consumarsi
percorso alternativo con + collisioni efficaci
2 tipi
omogenei
stessa fase dei reagenti
eterogenei
fasi diversa da reagenti
catalizzatori biologici = enzimi
altamente specifici
caratteristiche
legano i substrati al sito attivo
stabilizzano stato di transizione
non vengono consumati
reazioni rapide a temperatura e pressioni moderate
compatibili con la bita
equilibrio chimico
costante di equilibrio (K) di aA + bB -><- cC + dD
K = ([C]^c [D]^d) / ([A]^a [B]^b)
legge d'azione di massa
in equilibrio, il rapporto tra concentrazioni di prodotti e di reagenti elevati ai loro coefficienti stechiometrici = cost
omogeneo ed eterogeneo
omogeneo
reagenti e prodotti nella stessa fase
eterogeneo
specie chimiche in fasi diverse
concentrazioni di solidi puri non vanno messe in calcolo K
vs stato stazionario
equilibrio chimico
sistema raggiunge stato stabile
concentrazioni non cambiano ma ci sono ancora reazioni a livello microscopico
stato stazionario
sistemi aperti o con reazioni consecutive
concentrazioni restano costanti ma non c'è un equilibrio termodinamico
principio dell'equilibrio mobile/ di le Chatelier
se un sistema in equilibrio viene perturbato da
variazione di pressione o volume
variazione di temperatura
variazione di concentrazione
il sistema reagisce per ridurre la perturbazione
sposta l'equilibrio per contrastare il cambiamento
quoziente di reazione
Q = ([C]^c [D]^d) / ([A]^a [B]^b)
Q > K
reazione va all'indietro (sx)
Q < K
reazione va in avanti (dx)
Q = K
sistema all'equilibrio
equilibri di dissociazione
sostanze che si dissociano parzialmente
acidi e basi deboli
HA -><- H+ + A-
costante di dissociazione
indicata con grado di ionizzazione
Ka = ([H+] [A-]) / [H A]
Ka alto = acidi forti
Ka basso = acidi deboli
legge di Ostwald
relazione tra concentrazione iniziale di un acido o base debole e grado di dissociazione
α = √(Ka / C)
α = grado di dissociazione
C = concentrazione iniziale
più la soluzione è diluita e + è alta la percentuale di dissociazione
termodinamica ed equilibrio chimico
equilibrio chimico
raggiunto quando la velocità di reazione diretta e di quella inversa sono uguali
non vuol dire che reagenti si sono esaurite
concentrazioni restano costanti nel tempo
termodinamica descrive equilibrio tramite costante K
ΔG° = -RT lnK
ΔG = 0
reazione procede verso prodotti
K molto piccolo
predominano i reagenti
K molto grande
predominano i prodotti
temperatura
modifica equilibrio chimico secondo il principio di le Chatelier
sistema si oppone alla variazione
reazioni esotermiche
-temperatura = equilibrio verso i reagenti = - K
reazioni endotermiche
+temperatura = equilibrio verso i prodotti = + K
equilibri multipli
+equilibri che coesistono e si influenzano tra loro
esempio
in soluzione acquosa di acido carbonico ci sono
equilibrio di dissociazione dell'acqua
equilibrio con anidride carbonica disciolta
equilibrio di dissociazione dell'acido carbonico
equilibri eterogenei solido-liquido
equilibrio eterogeneo coinvolge + fasi
esempio
sale poco solubile (fase solida) in equilibrio con i suoi ioni in soluzione (fase liquida)
non si usa costante di equilibrio
si usa il prodotto di solubilità Kps
dipende solo da temperatura
indica concentrazione massima di ioni che soluzione può contenere prima che inizi che inizi precipitazione sale
prodotto della solubilità (Kps)
limite massimo oltre cui un sale non può sciogliersi
se si aggiunge uno ione già presente si verifica effetto dello ione comune
solubilità del sale si sposta verso sinistra
precipitazione è favorita
importante in biochimica e fisiologia
calcoli renali = precipitazione di sali poco solubili
importanza biologica
equilibrio acido-base
sistema tampone bicarbonato mantiene pH sangue entro valori compatibili con la vita
solubilità dei sali minerali
regola formazione e riassorbimento di tessuti come ossa e denti
trasporto di ossigeno
emoglobina si lega lega a O2 in equilibrio dinamico, modulato da pH e CO2 (effetto Bohr)
leggi nelle reazioni chimiche
conservazione
della carica elettrica
somma di cariche positive e negative non varia
della massa
massa reagenti = massa prodotti
dell'energia
energia non si crea o distrugge, ma si trasforma
ex. energia chimica diventa termica
reversibilità
reazione irreversibile
solo in una direzione
ex. combustione metano
reazione reversibile
raggiunge equilibrio chimico
velocità diretta e inversa sono uguali
concentrazioni restano costanti
i prodotti possono rigenerare i reagenti
è in entrambe le direzioni
tipi di reazione
decomposizione
un composto si divide in sostanze + semplici
scambio semplice
un elemento sostituisce un altro in un composto
di sintesi (combinazione)
due o + reagenti formano un solo prodotto
doppio scambio
due composti scambiano componenti
reazioni di
neutralizzazione
un acido e una base reagiscono
formano sale + H2O
caratteristiche
tipica in soluzioni acquose
pH cambia verso valori neutri
spesso esotermica
precipitazione
due soluzioni acquose reagiscono e formano un prodotto insolubile = precipitato
caratteristiche
precipitato può essere separato con filtrazione
utilizzate per identificare ioni
ossidoriduzione
scambio di elettroni tra due specie chimiche
ossidazione
sostanza perde elettroni
riduzione
sostanza guadagna elettroni
bilanciamento
si rispettano conservazione di massa e carica
si aggiungono coefficienti stechiometrici davanti ai composti
non si modificano gli indici delle formule, ma solo i coefficienti
costante di equilibrio (K)
misura rapporto tra prodotti e reagenti quando un reazione ha raggiunto equilibrio
per una reazione generica
aA + bB -><- cC + dD
K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b
indica concentrazione molare di X
K > 1
equilibrio verso prodotti
K<1
equilibrio verso reagenti
importante per saper leggere coefficienti stechiometrici e inserire correttamente concentrazioni nel calcolo
legge di Ostwald
descrive grado di dissociazione di un elettrolita debole in soluzione
K = α^2 C / (1-α)
α piccolo in elettroliti deboli
K = α^2 C
permette di calcolare la costante di equilibrio partendo da frazione dissociata e da concentrazione iniziale
come applicarlo
rispetto coefficienti stechiometrici in espressioni di K
controllo che sia un elettrolita debole
si può applicare legge di Ostwald per trovare K
disegna tavolo delle concentrazioni
iniziale, variazione, equilibrio
controlla le unità
concentrazioni in mol/ L