Secondo tale teoria, la velocità di reazione dipende dalla frequenza degli urti sufficientemente violenti e correttamente orientati. Per quanto riguarda la prima condizione, per aumentare il numero di urti, si può agire aumentando la concentrazione dei reagenti o anche aumentando la temperatura. La seconda condizione afferma che, affinché l'urto sia efficace al fine di ottenere una reazione chimica, è necessario che la reciproca orientazione spaziale delle molecole durante l'urto sia corretta.
Urti efficaci: formazione del complesso attivato e energia di attivazione
Infatti, affinché due molecole reagiscano, è necessario che esse si avvicino tanto da compenetrare le loro atmosfere elettroniche (che tendono a respingersi), costituendo così un'unica entità labile, il complesso attivato, che poi rompendosi dà luogo alle molecole dei prodotti della reazione. sono soltanto quelle il cui contenuto di energia ha un valore uguale o superiore al valore dell'energia di attivazione, cioè dell'energia richiesta per la formazione del complesso attivato. Il dislivello di energia tra reagenti e prodotti corrisponde alla variazione di entalpia ∆H.
Concetto di energia, entalpia ed entropia nel contesto delle collisioni
Affinché le reazioni chimiche avvengano è necessario che le molecole dei reagenti vengano a contatto, rompendo alcuni dei legami presenti e formandone altri, quelli delle molecole dei prodotti: la teoria assume che affinché una reazione chimica abbia luogo e i reagenti si trasformino nei prodotti, le molecole (o altre particelle reattive) dei reagenti devono collidere, farlo con un appropriato orientamento e con una sufficiente energia, appunto l'energia di attivazione. Una maggiore suddivisione dei reagenti favorisce il contatto tra le molecole e aumenta la probabilità degli urti.
Qual è il ruolo delle collisioni nella teoria degli urti? Come influisce la temperatura sulla frequenza degli urti tra molecole? In che modo la concentrazione dei reagenti incide sulle reazioni chimiche?
Gas ideali, gas reali e condizioni di miscela
Le sostanze chimiche, nelle condizioni di temperatura e pressione ordinarie, possono trovarsi in tre stati di aggregazione: liquido, solido e gassoso. Le molecole di un gas ideale si muovono nello spazio disponibile a velocità costante e i loro urti con le pareti del recipiente o tra loro sono elastici. Non tutti i gas rispettano queste regole: i gas reali possono formare transitorie interazioni deboli e urti anelastici, con formazione di temporanee interazioni intermolecolari. Il gas come stato, estremamente, è caratterizzato dall'assenza di forma e volume propri e dalla pressione macroscopica derivante dagli urti tra molecole in continuo movimento e le pareti del recipiente.
Con la legge dei gas ideali, P, V, n e T sono legati da una costante universale R, che vale 0,0821 L·atm/(mol·K) quando P è in atm, V in litri, n in moli e T in Kelvin. E' possibile esprimere R anche in altre unità; l'unica grandezza non comprimibile è la temperatura, che resta in Kelvin. Questo permette di collegare densità, temperatura e pressione tramite l'energia associata al volume P×V, con unità di energia.
Concentrazione, velocità e urti: aspetti chiave della cinetica
La mole o grammomolecola è un'unità di misura della quantità di materia utile per associare il numero di molecole agli elementi chimici. Il numero di Avogadro è 6,02 × 10^23 molecole/mole e determina che le quantità macroscopiche siano proporzionali al numero di particelle. Pertanto, se aumenta la concentrazione, aumenta anche la probabilità che le collisioni tra molecole avvengano, con effetto diretto sulla frequenza degli urti efficaci.
Il fisico L. Boltzmann dimostrò che l'energia cinetica delle molecole di un gas perfetto dipende dalla temperatura. L'equazione di Boltzmann stabilisce una relazione tra temperatura e energia cinetica media: ad un aumento della temperatura corrisponde un aumento dell'energia cinetica e della velocità media delle molecole. Esiste una temperatura a cui l'energia cinetica delle molecole è nulla: lo zero assoluto.
Stati di aggregazione e dinamiche delle forze intermolecolari
Le interazioni deboli tra molecole non dipendono dai legami covalenti, ma da forze di attrazione elettrostatica e forze di London, incluse le forze di Van Der Waals. Queste forze determinano il comportamento dei gas reali, dei liquidi e dei solidi e spiegano perché, alle diverse temperature, le sostanze possono passare tra gas, liquido e solido. Le forze di London, in particolare, sono rilevanti per molecole non polari e hanno un ruolo chiave nelle interazioni a bassa energia tra superfici molecolari.
A differenza dell'energia delle interazioni tra molecole, l'energia cinetica dipende dalla temperatura. Le energie di legame tra molecole possono essere isolate come costanti specifiche (es. legami idrogeno) che rimangono sostanzialmente indipendenti dalla temperatura. Questa dualità tra energia potenziale (entalpia) ed energia cinetica influisce sulla probabilità di collisioni efficaci e, conseguentemente, sulla velocità di reazione.
Entalpia, entropia ed equilibrio nelle trasformazioni
Nel caso dei gas, le molecole si distribuiscono in modo disordinato occupando tutto lo spazio disponibile, contribuendo all’entropia. Nei liquidi e nei solidi, le molecole interagiscono fortemente e hanno disposizioni spaziali più definite, contribuendo a contributi entalpici più marcati. In genere, in sistemi macroscopici, o l’entropia o l’entalpia prevalgono nel determinare lo stato stabile, sebbene entrambi contribuiscano attivamente.
Un esempio comune: due palline cadono per terra a causa della gravità, dimostrando che l’entalpia è una forma di energia che può essere assorbita o rilasciata durante una reazione; affinché le reazioni chimiche avvengano, le molecole reagenti devono collidere con orientazione e energia sufficienti. Una maggiore densità di reagenti aumenta la probabilità di contatti tra molecole e, di conseguenza, la frequenza delle collisions.
Relazioni utili e trasformazioni di stato
La legge di Boyle-Mariotte descrive come, a temperatura costante, il volume di un gas sia inversamente proporzionale alla pressione. Le leggi di Charles e Gay-Lussac relazionano volume e temperatura a pressione costante e a volume costante, rispettivamente. La combinazione di queste leggi dà la legge combinata dei gas, utile per determinare come funzione una trasformazione in funzione di due variabili. In sintesi, la frequenza degli urti e l’energia coinvolta dipendono in modo combinato da temperatura, pressione, massa molecolare e concentrazione dei reagenti.
Per riassunto: la velocità di una reazione è influenzata principalmente dalla frequenza degli urti (aumenta con la pressione e la concentrazione, o con l’aumento della temperatura) e dalla probabilità che un urto sia efficiente (orientazione corretta, energia sufficiente). Di conseguenza, un incremento di temperatura o di concentrazione aumenta sia la quantità di urti sia la loro efficacia, portando a una maggiore velocità di reazione.
FISICA Teoria #25 - TEORIA CINETICA dei GAS, 1° PRINCIPIO della TERMODINAMICA, TRASFORMAZIONI
Di seguito una tabella sintetica basata sui concetti esposti:
| Parametro | Effetto sulla frequenza degli urti | Effetto sulla probabilità di urto efficace |
|---|---|---|
| Temperatura | Aumenta velocità media | Aumenta energia cinetica, spesso migliore orientazione |
| Concentrazione | Aumenta numero di collisions | Aumenta probabilità di orientamento corretto |
| Pressione | Riduce volume disponibile | Aumenta densità molecolare |
| Massa molecolare | Influente nella velocità di distribuzione | Influenza le collisioni efficaci in miscele complesse |