Reazione chimica

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Introduzione

Reazione chimica Processo chimico in cui due o più sostanze interagiscono, trasformandosi in sostanze con composizione molecolare diversa da quella di partenza. Le sostanze che interagiscono sono dette reagenti, quelle finali prodotti. La qualità e la quantità dei prodotti che è possibile ottenere partendo da determinati reagenti sono legate al tipo di reazione e alle condizioni in cui essa si verifica. In ogni caso, in qualsiasi trasformazione valgono determinati principi di conservazione, vale a dire, rimangono invariate alcune grandezze, come la massa, la carica e il numero di atomi presenti.

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Equazioni chimiche

Una reazione chimica può essere rappresentata in modo sintetico attraverso un’equazione in cui al primo membro sono scritti i reagenti e al secondo membro i prodotti. I simboli e le formule chimiche usate mettono in evidenza i cambiamenti che si verificano nel passaggio da reagenti a prodotti. Ad esempio, l’equazione chimica di combustione del gas metano, CH₄, in presenza di ossigeno, O₂, con formazione di anidride carbonica, CO₂, e acqua, H₂O, può essere così rappresentata in modo sintetico:

L’espressione “a dare” può essere sostituita da una freccia che specifica il verso della reazione; in caso di reazioni reversibili (che possono avvenire nell’uno e nell’altro senso) si indica una doppia freccia. Trattandosi di un’equazione, la quantità scritta a primo membro uguaglia quella a secondo membro; questo equivale al fatto che nelle reazioni chimiche, la massa atomica totale delle sostanze coinvolte resta invariata, e quindi da entrambe le parti dell’equazione deve apparire lo stesso numero di atomi. Pertanto, più correttamente la reazione deve essere scritta come:

Per semplificare la notazione, nelle equazioni chimiche bilanciate i coefficienti unitari sono sottintesi, mentre sono sempre indicate le cariche elettriche e il numero di atomi

Le reazioni chimiche sono bilanciate non solo rispetto alla carica e al numero di atomi dello stesso elemento, ma anche alla massa di ciascun elemento, indicata nella tavola periodica.

Così, 16,05 unità di massa atomica (uma) di CH₄ reagiscono con 64,00 uma di O₂ a dare 44,01 uma di CO₂ e 36,04 uma di H₂O:

In altre parole, una mole di metano reagisce con due moli di ossigeno, producendo una mole di diossido di carbonio (o anidride carbonica) e due moli di acqua. Nella reazione è quindi rispettata la conservazione della carica, del numero di atomi e della massa (la somma delle masse dei reagenti è infatti uguale a quella dei prodotti).

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Tipi di reazioni chimiche

Per comprendere i meccanismi delle reazioni chimiche è fondamentale lo studio del tipo di legami che gli atomi realizzano nei composti; in particolare, dei legami ionico e covalente. Il primo comporta un vero e proprio trasferimento di elettroni da una specie chimica all’altra, e consiste sostanzialmente in un’attrazione elettrostatica tra i due ioni di carica opposta che si sono così venuti a creare; il secondo consiste invece in una sorta di condivisione di uno o più atomi tra i due atomi interagenti.

Esempi di reazioni che coinvolgono ioni sono:

Ag+ + Cl¯ ⇋ AgCl

oppure

3 Ca2+ + 2 PO43¯ ⇋ Ca3(PO4)2

in cui la doppia freccia indica la reversibilità del processo. I due ioni argento e cloro si attraggono reciprocamente formando il sale cloruro di argento.

Un esempio di reazione che comporti la formazione di un singolo legame covalente è una reazione acido-base come

In questo caso, entrambi gli elettroni di legame vengono messi a disposizione dalla base, che li condivide con l’acido in modo da formare una molecola: il doppietto elettronico della base riempie l’orbitale vuoto dell’acido, formando un legame covalente (vedi Acidi e basi).

Nelle reazioni di ossidoriduzione, i reagenti acquistano o perdono elettroni:

2 Fe2+ + Br2 ⇋ 2 Fe3+ + 2 Br¯

In queste reazioni uno dei reagenti viene ridotto, ossia acquista elettroni e diminuisce il proprio numero di ossidazione, mentre l’altro viene ossidato, ossia cede elettroni, aumentando il proprio numero d’ossidazione. Molte reazioni di ossidoriduzione, come l’ossidazione dei metalli, la combustione e i processi metabolici associati alla respirazione, coinvolgono l’ossigeno atmosferico. Altre, invece, non richiedono la presenza dell’ossigeno; un esempio è la reazione

Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42¯→ 2PbSO4 + 2H2O

che si verifica all’interno degli accumulatori delle autovetture, producendo corrente elettrica.

L’unione di due gruppi di atomi per formare una nuova molecola è detta reazione di addizione, mentre la scissione di una molecola in più frammenti prende il nome di decomposizione. La polimerizzazione è una reazione di addizione in cui più molecole si uniscono a formare lunghe catene o reticoli (vedi Monomero; Polimero).

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L’energia dei processi chimici

Nelle reazioni chimiche vale il principio di conservazione dell’energia. Formalmente, affinché una reazione possa avvenire, è necessario rompere alcuni legami presenti nelle molecole dei reagenti e successivamente formarne altri, in modo da ottenere le molecole dei prodotti. Per rompere un legame bisogna fornire una certa quantità di energia, che viene liberata quando si costituisce il nuovo legame. I legami caratterizzati da alta energia sono detti “forti” proprio perché per romperli è necessaria una notevole quantità di energia.

Se nei prodotti si formano legami più forti di quelli rotti nei reagenti, si verifica un’emissione di energia sotto forma di calore e la reazione viene detta esotermica. Se, invece, si formano legami più deboli, bisogna fornire energia e la reazione è detta endotermica. Poiché i legami forti hanno una maggiore tendenza a formarsi di quelli deboli, le reazioni esotermiche spontanee sono più comuni di quelle endotermiche: tale è, ad esempio, la combustione degli idrocarburi in aria, con produzione di diossido di carbonio (CO₂) e di acqua (H₂O). Esistono, tuttavia, anche reazioni endotermiche spontanee, quale la dissoluzione dei sali in acqua.

La spontaneità di una reazione non dipende, infatti, dalla sua natura endotermica o esotermica, né dalla variazione di entropia che l’accompagna, ma dalla sola variazione di energia libera del sistema: quindi, le reazioni sono spontanee se si verifica una diminuzione di energia libera. Vedi anche Chimica fisica; Termodinamica.