Di Michael Giudice
Aggiornato il 24 marzo 2022
In chimica, la velocità con cui procede una reazione è fondamentale, soprattutto per i processi industriali. Una reazione termodinamicamente favorevole ma lenta, come la conversione del diamante in grafite, può essere praticamente inutile. Al contrario, una reazione eccessivamente rapida può comportare rischi per la sicurezza. Comprendere e controllare i fattori che influenzano i tassi di reazione consente ai chimici di progettare processi più sicuri ed efficienti.
L’aumento della temperatura generalmente accelera le reazioni. Il motivo di fondo è la barriera energetica di attivazione che deve essere superata affinché le molecole possano reagire. Una maggiore energia termica aumenta l’energia cinetica delle molecole, quindi più collisioni raggiungono l’energia di attivazione critica. Un'utile regola pratica è che, per molte reazioni, la velocità raddoppia all'incirca per ogni aumento di 10°C della temperatura (comportamento di Arrhenius).
Per le reazioni nella stessa fase, ad esempio due soluti in acqua, concentrazioni più elevate aumentano la probabilità di collisioni produttive, accelerando così la reazione. L’entità dell’effetto dipende dall’ordine della reazione rispetto a ciascun reagente. Nella fase gassosa, l'aumento della pressione aumenta similmente la frequenza delle collisioni, spesso accelerando la reazione in proporzione all'aumento della pressione.
Il mezzo circostante può alterare significativamente la velocità di reazione. I solventi che stabilizzano gli stati di transizione caricati o polari, come l'acqua o solventi organici altamente polari, possono abbassare l'energia di attivazione e accelerare le reazioni che coinvolgono intermedi ionici. Al contrario, un solvente non polare potrebbe rallentare una reazione che richiede uno stato di transizione polare.
I catalizzatori riducono l'energia di attivazione di una reazione fornendo un percorso alternativo. Ciò può comportare l'adsorbimento di reagenti su una superficie catalitica, la formazione di complessi intermedi o la fornitura di un ambiente organizzato che favorisce lo stato di transizione. Poiché più molecole possiedono la barriera energetica più bassa a una determinata temperatura, la velocità complessiva aumenta senza che il catalizzatore venga consumato.
Quando un reagente è solido, l'area superficiale esposta limita la reazione all'interfaccia con l'altra fase. Aumentando l’area superficiale, ad esempio frantumando un solido in polvere, si ottengono più siti attivi e quindi si accelera la reazione. Esempi classici includono l'arrugginimento più rapido del ferro finemente suddiviso rispetto a un blocco solido.
Manipolando strategicamente questi fattori, i chimici possono ottimizzare le velocità di reazione per raggiungere obiettivi di sicurezza, efficienza ed economici.
