🧪 CHIMICA - CAPITOLO 16: Cinetica chimica: velocità e meccanismi delle reazioni

16.1 Fattori che Influenzano la Velocità

TEORIA: La velocità di reazione dipende da: 1) Concentrazione dei reagenti (più urti). 2) Stato fisico (superficie di contatto maggiore nei solidi fini = più veloce). 3) Temperatura (più energia cinetica = urti più efficaci). 4) Presenza di Catalizzatori (abbassano l'energia di attivazione).

16.2 Velocità di Reazione (Definizione)

TEORIA: Variazione della concentrazione di un reagente o prodotto nel tempo. Velocità = -d[Reagente]/dt = +d[Prodotto]/dt. (Il segno meno serve a rendere la velocità positiva dato che i reagenti calano). Unità: mol/(L*s).

16.2 Velocità Media vs Istantanea

TEORIA: Media: variazione su un intervallo di tempo lungo (Delta[C]/Delta t). Istantanea: velocità in un preciso istante t (pendenza della tangente alla curva concentrazione-tempo). Iniziale: velocità istantanea a t=0 (massima concentrazione, velocità massima).

16.3 Legge Cinetica (Rate Law)

TEORIA: Equazione che lega la velocità alla concentrazione dei reagenti. Rate = k * [A]^m * [B]^n. k = Costante cinetica (dipende solo da T). m, n = Ordini di reazione (determinati SOLO sperimentalmente, NON dai coefficienti stechiometrici!).

16.3 Ordine di Reazione Totale

TEORIA: Somma degli esponenti m + n. ESEMPIO: Se Rate = k[A][B]^2, ordine totale = 1+2 = 3. Reazione del terzo ordine.

16.4 Reazione Ordine Zero

TEORIA: La velocità è indipendente dalla concentrazione. Rate = k. [A]t = [A]0 - kt. Grafico [A] vs t è una retta decrescente. Tempo di dimezzamento (t1/2) = [A]0 / 2k (diminuisce man mano che la reazione procede).

16.4 Reazione Primo Ordine

TEORIA: La velocità dipende linearmente dalla concentrazione. Rate = k[A]. ln[A]t = -kt + ln[A]0. Grafico ln[A] vs t è una retta. t1/2 = 0.693 / k (Costante! Non dipende dalla concentrazione iniziale). Esempio tipico: Decadimento radioattivo.

16.4 Reazione Secondo Ordine

TEORIA: La velocità dipende dal quadrato della concentrazione. Rate = k[A]^2. 1/[A]t = kt + 1/[A]0. Grafico 1/[A] vs t è una retta crescente. t1/2 = 1 / (k[A]0) (raddoppia se la concentrazione dimezza).

16.5 Equazione di Arrhenius (Temperatura)

TEORIA: k aumenta esponenzialmente con T. k = A * e^(-Ea / RT). A = Fattore di frequenza (urti). Ea = Energia di Attivazione. Forma logaritmica: ln(k) = -Ea/R * (1/T) + ln(A). Grafico ln(k) vs 1/T è una retta con pendenza -Ea/R.

16.6 Teoria delle Collisioni

TEORIA: Affinché una reazione avvenga, le molecole devono: 1) Urtarsi. 2) Avere orientazione corretta (fattore sterico p). 3) Avere energia sufficiente (>= Ea) per rompere i legami vecchi. Solo una piccola frazione di urti è efficace.

16.6 Teoria dello Stato di Transizione

TEORIA: Durante l'urto si forma un "Complesso Attivato" instabile ad alta energia (in cima alla barriera energetica Ea), che può evolvere nei prodotti o tornare ai reagenti. Ea è la differenza di energia tra reagenti e complesso attivato.

16.7 Meccanismo di Reazione

TEORIA: Sequenza di stadi elementari (urti singoli) che porta dai reagenti ai prodotti. La somma degli stadi deve dare la reazione globale bilanciata. Molecolarità: numero di particelle che si urtano in uno stadio (unimolecolare, bimolecolare).

16.7 Stadio Determinante la Velocità (RDS)

TEORIA: Lo stadio più LENTO del meccanismo. La legge cinetica della reazione globale corrisponde alla legge cinetica dello stadio lento. ESEMPIO: Se A -> B (lento) e B -> C (veloce), Rate = k[A].

16.7 Intermedio di Reazione

TEORIA: Specie che viene prodotta in uno stadio e consumata in uno successivo. Non compare nell'equazione globale né (solitamente) nella legge cinetica finale.

16.8 Catalizzatore (Funzione)

TEORIA: Sostanza che aumenta la velocità di reazione senza essere consumata. Funziona fornendo un percorso alternativo (meccanismo diverso) con una Energia di Attivazione (Ea) PIÙ BASSA. Non cambia il DeltaH né la resa o l'equilibrio della reazione.

16.8 Tipi di Catalisi

TEORIA: Omogenea: catalizzatore nella stessa fase dei reagenti (es. acido in soluzione). Eterogenea: fase diversa (es. gas su metallo solido, marmitta catalitica). Enzimatica: catalizzatori biologici (enzimi) altamente specifici (modello chiave-serratura).

Errore Tipico: Ordine vs Stechiometria

ERRORE: Per la reazione 2A + B -> C, scrivere Rate = k[A]^2[B]. CORREZIONE: Mai farlo! Gli esponenti si trovano solo con dati sperimentali. Potrebbe essere Rate = k[A] o k[B]^2. Coincidono SOLO negli stadi elementari.

Errore Tipico: Catalizzatore e Resa

ERRORE: "Il catalizzatore aumenta la quantità di prodotto". CORREZIONE: No, aumenta solo la velocità con cui ottieni il prodotto. La quantità finale (equilibrio) dipende dalla termodinamica, non dalla cinetica.