Reazioni chimiche, cinetica, equilibrio chimico e applicazioni biomediche.
Teoria essenziale
1. Reazioni chimiche e bilanciamento
Cos'è una reazione chimica?
Una reazione chimica è un processo in cui una o più sostanze (i reagenti) si trasformano in una o più sostanze diverse (i prodotti). Durante una reazione, i legami chimici si rompono e se ne formano di nuovi.
📌 Leggi fondamentali:
Conservazione della massa (Lavoisier): in una reazione chimica, la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti.
Conservazione dell'energia: l'energia non si crea né si distrugge, ma si trasforma.
Conservazione della carica elettrica: la carica totale dei reagenti è uguale a quella dei prodotti.
Come si bilancia una reazione?
Bilanciare una reazione significa scrivere i coefficienti stechiometrici (numeri davanti alle formule) in modo che il numero di atomi di ciascun elemento sia uguale nei reagenti e nei prodotti.
🧪 Esempio di bilanciamento:
Reazione non bilanciata: H₂ + O₂ → H₂O Soluzione: 2H₂ + O₂ → 2H₂O
Ora ci sono 4 atomi di H e 2 di O da entrambi i lati.
2. Cinetica chimica: velocità delle reazioni
Velocità di reazione: variazione della concentrazione dei reagenti o dei prodotti nel tempo.
Fattori che influenzano la velocità:
Concentrazione dei reagenti: maggiore concentrazione → maggiori urti → reazione più veloce.
Temperatura: aumentando la T, le molecole si muovono più velocemente e gli urti sono più efficaci.
Superficie di contatto: nei solidi, maggiore superficie → più particelle esposte → reazione più veloce.
Catalizzatori: sostanze che accelerano la reazione senza essere consumate (abbassano l'energia di attivazione).
⚡ Teoria degli urti efficaci (Arrhenius):
Affinché una reazione avvenga, le molecole devono:
Urtarsi con orientamento corretto.
Possedere energia sufficiente (almeno l'energia di attivazione, Ea).
Diagramma dell'energia di attivazione (Ea) e variazione di entalpia (ΔH).
Catalizzatori biologici: gli enzimi
Gli enzimi sono catalizzatori biologici (proteine) che accelerano le reazioni metaboliche abbassando l'energia di attivazione. Sono altamente specifici e agiscono in condizioni fisiologiche (temperatura e pH del corpo).
3. Equilibrio chimico
Equilibrio dinamico: in una reazione reversibile, lo stato in cui la velocità della reazione diretta è uguale a quella della reazione inversa. Le concentrazioni di reagenti e prodotti rimangono costanti nel tempo (ma le reazioni continuano a svolgersi).
📌 Differenza fondamentale:
Equilibrio chimico: sistema chiuso, reazioni reversibili, concentrazioni costanti.
Stato stazionario: sistema aperto, flusso continuo di materia/energia, concentrazioni costanti (es. metabolismo cellulare).
Costante di equilibrio (K)
Per una reazione generica: aA + bB ⇌ cC + dD, la legge d'azione di massa è:
K = [C]ᶜ · [D]ᵈ / [A]ᵃ · [B]ᵇ
K > 1: all'equilibrio predominano i prodotti.
K < 1: all'equilibrio predominano i reagenti.
K dipende dalla temperatura.
Principio di Le Chatelier (equilibrio mobile)
Se un sistema all'equilibrio viene perturbato (cambiando concentrazione, pressione o temperatura), il sistema si sposta in modo da opporsi alla perturbazione.
🩺 Applicazioni biomediche:
Equilibrio eterogeneo solido-liquido: la precipitazione di urati (calcoli renali) è un equilibrio tra ioni in soluzione e sale solido.
Prodotto di solubilità (Kps): quando il prodotto delle concentrazioni ioniche supera Kps, si ha precipitazione.
Effetto dello ione comune: aggiungendo uno ione già presente, si riduce la solubilità di un sale (es. aggiunta di Na⁺ riduce la solubilità dell'urato di sodio).
Esempi svolti
🧪 Esempio 1 – Bilanciamento
Bilanciare: Fe + O₂ → Fe₂O₃ Soluzione: 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃
Ora ci sono 4 atomi di Fe e 6 di O da entrambi i lati.
🧪 Esempio 2 – Costante di equilibrio
Per la reazione N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, all'equilibrio: [N₂]=0,5 M, [H₂]=0,5 M, [NH₃]=0,3 M. Calcolare K. Soluzione: K = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³) = (0,3)² / (0,5·0,5³) = 0,09 / 0,0625 = 1,44
🧪 Esempio 3 – Principio di Le Chatelier
Nella reazione N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ (esotermica), cosa succede se si aumenta la temperatura? Soluzione: L'aumento di T favorisce la reazione endotermica (inversa), quindi la concentrazione di NH₃ diminuisce.
Esercizi guidati
✏️ Esercizio 1 – Bilanciare: CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O
Soluzione: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
(1 atomo di C, 4 di H, 4 di O da entrambi i lati)
✏️ Esercizio 2 – Per la reazione H₂ + I₂ ⇌ 2HI, all'equilibrio: [H₂]=0,2 M, [I₂]=0,2 M, [HI]=0,8 M. Calcolare K.
✏️ Esercizio 3 – Nella reazione 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ (esotermica), cosa succede se si aumenta la pressione?
Soluzione: Aumentando la pressione, l'equilibrio si sposta verso il lato con minor numero di moli di gas. Da sinistra (3 moli) a destra (2 moli) → si forma più SO₃.
Test di autovalutazione
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1. L'energia di attivazione è:
2. In una reazione all'equilibrio, se K > 1:
3. Secondo il principio di Le Chatelier, se si aumenta la concentrazione di un reagente in una reazione all'equilibrio: