L’energia necessaria ad innescare la reazione chimica si chiama energia di attivazione
Per ogni reazione, l'energia di attivazione ha un determinato valore, che dev'essere raggiunto affinchè la reazione si inneschi.
Quando parliamo di energia di attivazione, dobbiamo far riferimento alla teoria degli urti. I reagenti sono presenti al momento in cui arriva la reazione. Tali reagenti, sono dotati di una certa energia cinetica; affinchè la reazione possa avvenire, le molecole dei reagenti devono urtarsi tra loro, per poter quindi dare i prodotti. Si dice che gli urti debbano essere:
- efficaci, cioè devono avere un'energia sufficiente a rompere i legami tra i reagenti, in modo da formarne di nuovi;
- orientati, cioè devono scontrarsi in un determinato modo, perché se l'orientamento non è quello giusto, il prodotto non si forma.
Si impiegherebbe molto tempo per raggiungere l'energia di attivazione: perciò entra in gioco il catalizzatore, che non interviene come reagente della reazione, ma agisce solo come mediatore, abbassando l'energia di attivazione.
Facciamo l'esempio della marmitta catalittica. Grazie al catalizzatore, il processo di combustione del carburante avviene in modo molto più rapido senza l'intervento di sostanze inquinanti e pericolose.
LA TEORIA DEGLI URTI. Come possiamo spiegare le osservazioni e le considerazioni sinora esposte? Per interpretare i fenomeni cinetici dobbiamo far ricorso alla teoria degli urti perché, come abbiamo visto, né l'equazione cinetica né, tanto meno, l'equazione stechiometrica ci consentono di capire che cosa accade durante una trasformazione chimica.
Il presupposto fondamentale della teoria è che le molecole dei reagenti possono scambiarsi gli atomi e originare i prodotti soltanto se, urtandosi, vengono a stretto contatto tra loro.
Consideriamo, per semplicità, la seguente reazione che, ad alte temperature, avviene come rappresentato nella figura 12.12(La reazione tra CO e NO2 avviene grazie agli urti che consentono alle molecole di scambiarsi un atomo di ossigeno). CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g)
Sappiamo che le molecole di gas sono agitate dal moto termico e, muovendosi nel recipiente, si urtano senza sosta. Se, per esempio, i gas reagenti fossero contenuti in un recipiente da 1 L a 0 °C e alla pressione atmosferica, le collisioni all'interno del recipiente ammonterebbero circa a 10 elevato a 30 ogni secondo.
Il fatto che sia previsto l'urto tra le particelle affinché reagiscano dà ragione dell'effetto della concentrazione sulla velocità di reazione. Aumentando la concentrazione di CO e NO2 nel recipiente di reazione, aumenta il numero di urti tra le molecole e viene così favorita la loro trasformazione in prodotti.
Raddoppiando o triplicando la concentrazione di uno dei due reagenti, raddoppia o triplica anche il numero degli urti con il conseguente aumento della velocità (figura 12.13 Variazione degli urti tra le molecole al variare della concentrazione di un reagente).
Nel caso, invece, delle reazioni in fase eterogenea, l'aumento della superficie di contatto espone un maggior numero di molecole all'ambiente di reazione; la conseguenza è un aumento del numero degli urti.
