Esercizi di cinetica chimica

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In questo articolo sono proposti 10 esercizi di cinetica chimica, sviluppati per il corso di chimica generale e inorganica e rivolti agli studenti di chimica, biologia, ingegneria e fisica. Il materiale è ideale per chi deve affrontare l’esame di chimica generale o desidera approfondire la comprensione della cinetica chimica. Ogni esercizio è spiegato in modo dettagliato, senza dare nulla per scontato, per garantire un apprendimento chiaro e strutturato.

Gli esercizi di cinetica chimica affrontano gli argomenti di seguito elencati.

Velocità di reazione: calcolo della velocità media, iniziale e istantanea, in relazione alle concentrazioni dei reagenti e alle costanti cinetiche.
Ordine di reazione: analisi delle leggi cinetiche e determinazione dell’ordine delle reazioni (zero, primo, secondo e terzo ordine).
Costanti cinetiche: determinazione delle costanti di velocità e delle loro unità in base all’ordine della reazione.
Tempo di dimezzamento: calcolo del tempo necessario affinché la concentrazione di un reagente si riduca della metà, con particolare attenzione alle reazioni di primo ordine.
Energia di attivazione: utilizzo dell’equazione di Arrhenius per determinare l’energia necessaria affinché una reazione chimica avvenga.

Questa raccolta di esercizi fornisce agli studenti strumenti essenziali per analizzare e prevedere il comportamento delle reazioni chimiche, sviluppando un approccio quantitativo e teorico alla cinetica chimica.

Esercizi di cinetica chimica: autori e revisori

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Autore: Nicolò Gullo.

Esercizi di cinetica chimica: Testi degli esercizi

Esercizio 1 $(\bigstar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar\largewhitestar)$ . Calcolare la velocità media di decomposizione di $N_2O_5$ in $NO_2$ e $O_2$ nei primi $\text{400}$ secondi di reazione sapendo che la concentrazione del reagente a $t_0$ è di $\text{0,110} \, \text{ mol/l}$ e poi diminuisce fino a $\text{0,048} \, \text{mol/l}$ .

Svolgimento.

Richiamo teorico. La velocità media di scomparsa di un reagente $A$ in un intervallo di tempo $\Delta t$ è definita come:

$v_{\text{media}} = -\frac{\Delta[A]}{\Delta t},$

dove

$v_{\text{media}}$ è la velocità media(unità: $\text{mol}\cdot\text{l}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}$ );
$[A]$ è la concentrazione molare del reagente (unità: $\text{mol}\cdot\text{l}^{-1}$ );
$\Delta[A] = [A]_{\text{finale}} - [A]_{\text{iniziale}}$ è la variazione di concentrazione nell’intervallo considerato;
$\Delta t = t_{\text{finale}} - t_{\text{iniziale}}$ è l’intervallo di tempo (unità: s);
il segno “ $-$ ” serve perché, per un reagente, $[A]$ diminuisce nel tempo (quindi $\Delta[A] < 0$ ) e in questo modo $v_{\text{media}}$ risulta positiva.

In questo esercizio consideriamo i primi $400\,\text{s}$ , quindi:

$\Delta t = 400\,\text{s}$

$[N_2O_5]_0 = 0,110\,\text{mol}\cdot\text{l}^{-1}, \qquad [N_2O_5]_{400\,\text{s}} = 0,048\,\text{mol}\cdot\text{l}^{-1}.$

Calcoliamo la variazione di concentrazione:

$\Delta[N_2O_5] = 0,048 - 0,110 = -0,062\,\text{mol}\cdot\text{l}^{-1}.$

Quindi la velocità media di decomposizione (cioè di scomparsa) di $N_2O_5$ è:

$\boxcolorato{chimica}{ v_{\text{media}} = -\frac{\Delta[N_2O_5]}{\Delta t} = -\frac{-0,062\,\text{mol}\cdot\text{l}^{-1}}{400\,\text{s}} = 1,55 \cdot 10^{-4}\,\text{mol}\cdot\text{l}^{-1}\cdot\text{s}^{-1} \simeq 1,6 \cdot 10^{-4}\,\text{mol}\cdot\text{l}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}. }$

Nota (facoltativa): se si volesse la “velocità di reazione” normalizzata ai coefficienti stechiometrici per $2\,N_2O_5 \rightarrow 4\,NO_2 + O_2$ , allora $v = -\tfrac{1}{2}\,\Delta[N_2O_5]/\Delta t$ .