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Velocità di reazione

Scuola secondaria di secondo gradoChimicaTeoria delle collisioni: in 2D, le molecole modellate come dischi rigidi reagiscono quando una collisione raggiunge almeno l’energia di attivazione

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Informazioni su questo esperimento

Le molecole possono reagire solo quando entrano in collisione, e la maggior parte delle collisioni è troppo lieve per rompere i legami. In questa scatola, le molecole A blu e le molecole B viola sfrecciano e rimbalzano l'una contro l'altra. Quando una molecola A urta una molecola B con forza sufficiente, con almeno l'energia di attivazione lungo la linea che unisce i loro centri, si trasformano in prodotti verdi. Aumenta la concentrazione o la temperatura, oppure aggiungi un catalizzatore, e osserva come il numero di prodotti cresce più rapidamente per motivi diversi.

Obiettivi di apprendimento

  • Spiega che le particelle devono entrare in collisione con almeno l'energia di attivazione per reagire
  • Spiega perché una concentrazione maggiore aumenta la velocità: si verificano più collisioni al secondo
  • Spiega perché una temperatura più alta aumenta la velocità soprattutto perché una quota maggiore degli urti ha energia sufficiente
  • Descrivi come un catalizzatore fornisce un percorso con un’energia di attivazione più bassa
  • Ricava la velocità di reazione dalla pendenza di un grafico dei prodotti in funzione del tempo

Come si usa

  1. 1Premi «Avvia» con le impostazioni predefinite. Osserva il grafico dei prodotti formati. È più ripido all’inizio o alla fine? Perché?
  2. 2Aumenta la concentrazione a 70 molecole per ciascun tipo. Confronta la nuova linea con quella tratteggiata dell’ultima simulazione.
  3. 3Torna a 40 molecole per ciascun tipo e aumenta la temperatura a 400 K. Osserva l’istogramma delle energie: quale quota si trova ora a destra di Ea?
  4. 4Confronta la quota di urti A-B efficaci con la previsione e^(-Ea/RT) a 300 K e a 400 K.
  5. 5Imposta di nuovo la temperatura a 300 K e aumenta l’energia di attivazione a 10 kJ/mol. Che cosa succede alla velocità iniziale?
  6. 6Attiva il catalizzatore. Quale linea nel grafico dell’energia si sposta e l’istogramma stesso cambia?

Il modello

La velocità è la pendenza del grafico dei prodotti in funzione del tempo
Proporzione di collisioni in cui si raggiunge almeno l’energia di attivazione lungo la linea dei centri
Equazione di Arrhenius: la costante di velocità k aumenta rapidamente con la temperatura (A dipende dalla frequenza con cui le molecole collidono)
Riportando ln k in funzione di 1/T si ottiene una retta con pendenza -Ea/R

Ipotesi

  • Le molecole sono dischi rigidi di uguale massa che si muovono in due dimensioni. Le collisioni tra loro e con le pareti sono perfettamente elastiche.
  • Una collisione tra una molecola A e una B dà luogo a una reazione quando l’energia cinetica del moto relativo lungo la linea dei centri è almeno pari a Ea. I prodotti proseguono con le stesse velocità, quindi l’energia si conserva e la reazione non cede né assorbe calore.
  • Il catalizzatore dimezza l’energia di attivazione. Non è rappresentato come una superficie; modifica soltanto l’energia necessaria perché la reazione avvenga.
  • Ogni esecuzione parte dalle stesse posizioni e velocità iniziali, quindi le stesse impostazioni danno sempre lo stesso risultato. Con così poche molecole, la proporzione misurata di collisioni efficaci oscilla attorno alla previsione.
  • Le energie sono espresse in kJ/mol e il tempo in unità arbitrarie del modello.

Provalo in classe

  1. Q1Perché il grafico dei prodotti diventa meno ripido con il passare del tempo?
  2. Q2Raddoppiando il numero di molecole sia di A che di B, le collisioni A-B diventano circa quattro volte più frequenti. Perché quattro volte e non due?
  3. Q3Un catalizzatore non viene consumato durante una reazione. Perché allora la rende più veloce?
  4. Q4Perché gli alimenti e i medicinali si conservano più a lungo in frigorifero?
  5. Q5Il magnesio in polvere reagisce con l'acido più velocemente di un nastro di magnesio. Quale concetto della teoria delle collisioni lo spiega?

Domande frequenti

Perché la distribuzione dell'energia non ha la stessa forma della curva a campana del libro di testo?

In due dimensioni, la frazione di molecole con energia E diminuisce esponenzialmente, perciò la curva raggiunge il suo punto più alto a zero. In tre dimensioni la curva parte da zero, sale e poi scende. La coda oltre Ea si comporta allo stesso modo in entrambi i casi, ed è quella coda che conta per la velocità di reazione.

Un catalizzatore dà più energia alle molecole?

No. L’istogramma rimane invariato quando aggiungi il catalizzatore. Solo la linea dell’energia di attivazione si sposta a sinistra, così un maggior numero degli urti che avvengono già possiede energia sufficiente per reagire.

La velocità di reazione è la stessa cosa della velocità delle molecole?

No. La velocità di reazione indica quante molecole reagiscono al secondo. Le molecole più veloci entrano in collisione un po’ più spesso, ma l’effetto principale della temperatura è che molte più collisioni hanno energia sufficiente.

Perché la proporzione di collisioni efficaci non corrisponde esattamente alla previsione?

In una simulazione ci sono solo poche centinaia di collisioni tra A e B, quindi il conteggio presenta variazioni casuali, proprio come in un esperimento reale. Con più molecole e simulazioni più lunghe, la proporzione misurata si avvicina a e^(-Ea/RT).