Cinetica chimica: velocità di reazione ed esercizi

Fine settembre 2026, istituto tecnico, articolazione Chimica, materiali e biotecnologie: in quarta, chimica apre l’anno con la cinetica chimica, prima ancora di arrivare all’equilibrio — è il capitolo che dà gli strumenti (velocità di reazione, ordine, costante cinetica) su cui si costruisce tutto il resto del blocco. La prima verifica cade tipicamente fra fine ottobre e novembre, quindi fra quattro e otto settimane da adesso. La stessa cinetica, con un taglio molto simile, si affronta anche in quarta al liceo scientifico, poco prima dell’equilibrio chimico e di Le Châtelier (ne parlo a parte in Equilibrio chimico e Le Châtelier in quarta): il metodo che vedi qui vale, con le stesse formule, in entrambi gli indirizzi.

Prima di partire, un prerequisito che spesso dà per scontato chi scrive il libro ma non chi lo legge: tutta la cinetica lavora con concentrazioni, quindi se la molarità non è ancora salda vale la pena ripassarla — ne parlo in Concentrazione delle soluzioni: molarità e diluizioni.

Cos’è la velocità di reazione

La velocità di reazione misura quanto rapidamente cambia la concentrazione di un reagente o di un prodotto nel tempo. Per una reazione generica

la velocità media rispetto a una specie, in un intervallo di tempo $\Delta t$, è la variazione della sua concentrazione diviso il tempo impiegato:

Due dettagli che spiegano questa formula, apparentemente più complicata del necessario:

• Il segno meno davanti ai reagenti c’è perché la loro concentrazione diminuisce nel tempo ($\Delta [A]$ è negativo), e la velocità di reazione per convenzione è sempre un numero positivo.
• Si divide per il coefficiente stechiometrico ($a$, $b$, $c$, $d$) perché specie diverse nella stessa reazione si consumano o si formano a ritmi diversi, proporzionali ai loro coefficienti: dividendo, si ottiene un’unica velocità di reazione, la stessa qualunque sia la specie che stai monitorando.

La legge cinetica: attenzione, gli esponenti non sono i coefficienti

Per molte reazioni, la velocità si può scrivere in funzione delle concentrazioni dei reagenti attraverso la legge cinetica (o equazione di velocità):

dove $k$ è la costante cinetica (dipende dalla reazione e dalla temperatura, non dalle concentrazioni) e $m$, $n$ sono gli ordini parziali di reazione rispetto ad $A$ e a $B$. La loro somma $m+n$ è l’ordine globale della reazione.

Qui si annida l’errore più frequente di tutto l’argomento: $m$ e $n$ non sono, in generale, uguali ai coefficienti stechiometrici $a$ e $b$. A differenza della costante di equilibrio $K_c$, dove gli esponenti sono sempre i coefficienti della reazione bilanciata, nella legge cinetica gli ordini di reazione si determinano solo sperimentalmente, con dati di laboratorio — non si possono leggere dall’equazione bilanciata. Una reazione può avere coefficiente 2 su un reagente ed essere di ordine 1 rispetto a quel reagente, se è così che i dati sperimentali si comportano.

Il metodo delle velocità iniziali

Il modo standard per ricavare gli ordini di reazione da una tabella di dati sperimentali è il metodo delle velocità iniziali: si confrontano due esperimenti in cui la concentrazione di un solo reagente cambia, tenendo l’altro fissa, e si osserva come cambia la velocità.

Procedura, passo passo:

1. Trova nella tabella due righe in cui la concentrazione di $A$ cambia e quella di $B$ resta costante.
2. Calcola il rapporto fra le due concentrazioni di $A$ e il rapporto fra le due velocità corrispondenti.
3. L’ordine $m$ rispetto ad $A$ è l’esponente che soddisfa: (rapporto concentrazioni)${}^m$ = (rapporto velocità).
4. Ripeti lo stesso confronto con due righe in cui cambia $B$ e $A$ resta costante, per trovare $n$.
5. Una volta noti $m$ e $n$, ricava $k$ sostituendo i valori di una qualunque riga nella legge cinetica.

Il punto chiave è sempre lo stesso: isolare una variabile alla volta, esattamente come si fa in fisica quando si cerca la relazione fra due grandezze tenendo tutte le altre fisse.

Le unità di misura di $k$ cambiano con l’ordine

Un dettaglio che il libro spesso lascia implicito, ma che in verifica viene chiesto per controllare se hai capito la formula: l’unità di misura della costante cinetica $k$ dipende dall’ordine globale della reazione, perché $v$ si misura sempre in $\text{mol}/(\text{L}\cdot \text{s})$ mentre $[A{]}^m[B{]}^n$ cambia unità con l’esponente.

Un buon controllo finale su qualsiasi esercizio: se trovi un valore di $k$ con un’unità diversa da quella attesa per l’ordine che hai calcolato, hai quasi certamente sbagliato un esponente da qualche parte.

I fattori che influenzano la velocità di reazione

Quattro fattori, tutti spiegabili con la stessa teoria di fondo (la teoria degli urti, vista sotto):

• Concentrazione dei reagenti: più molecole nello stesso volume, più urti possibili nell’unità di tempo, quindi velocità maggiore.
• Temperatura: aumentandola, le molecole si muovono più velocemente e con più energia cinetica media, quindi urtano più spesso e con urti più efficaci.
• Superficie di contatto: per i reagenti solidi, sminuzzare il solido aumenta l’area esposta al resto della miscela, quindi aumenta la frequenza degli urti utili.
• Catalizzatore: una sostanza che accelera la reazione senza esserne consumata, fornendo un percorso di reazione alternativo con energia di attivazione più bassa (vedi sotto).

La teoria degli urti

La teoria degli urti spiega, a livello microscopico, perché questi fattori funzionano: una reazione avviene quando due molecole reagenti si urtano con due condizioni soddisfatte insieme:

1. Orientazione corretta: le molecole devono scontrarsi nel verso giusto perché i legami si possano rompere e riformare nel modo richiesto dalla reazione.
2. Energia sufficiente: l’urto deve avere energia cinetica almeno pari all’energia di attivazione $E_a$, la soglia di energia minima perché l’urto porti effettivamente alla reazione, invece di essere un urto “elastico” senza conseguenze.

Non tutti gli urti sono efficaci: la maggior parte delle collisioni fra molecole in una miscela reagente non produce nulla, perché manca l’una o l’altra condizione. È per questo che aumentare concentrazione o temperatura, che aumentano rispettivamente il numero totale di urti e la frazione di urti con energia sufficiente, accelera la reazione.

Energia di attivazione e diagramma energetico

Il diagramma energetico di una reazione rappresenta l’energia del sistema lungo l’asse orizzontale detto “coordinata di reazione”, dai reagenti ai prodotti. Il profilo tipico:

• parte dal livello di energia dei reagenti;
• sale fino a un massimo, chiamato stato di transizione (o complesso attivato): un arrangiamento instabile e di brevissima durata in cui i vecchi legami si stanno rompendo e i nuovi si stanno formando;
• scende fino al livello di energia dei prodotti.

L’energia di attivazione $E_a$ è la differenza fra l’energia dello stato di transizione e quella dei reagenti: è la “barriera” che la reazione deve superare, indipendentemente dal fatto che la reazione complessiva liberi energia (esotermica) o ne assorba (endotermica). Una reazione esotermica ha prodotti a energia più bassa dei reagenti, ma può comunque avere un’energia di attivazione alta — è la ragione per cui, per esempio, la legna non brucia da sola a temperatura ambiente pur essendo la combustione fortemente esotermica: serve un innesco che fornisca l’energia per superare $E_a$.

Il catalizzatore abbassa $E_a$, non sposta l’equilibrio

Un errore molto comune, che nasce dalla confusione fra cinetica ed equilibrio: un catalizzatore abbassa l’energia di attivazione (fornendo un percorso di reazione alternativo, con uno stato di transizione a energia più bassa), e quindi accelera sia la reazione diretta sia quella inversa nella stessa misura. Non cambia però le energie di reagenti e prodotti, quindi non sposta la posizione di equilibrio e non modifica $K_c$: fa solo raggiungere l’equilibrio più in fretta, senza cambiare dove si trova. Cinetica ed equilibrio rispondono a domande diverse — quanto velocemente, e dove — e un catalizzatore agisce solo sulla prima.

Un cenno all’equazione di Arrhenius

La relazione fra la costante cinetica $k$, la temperatura $T$ e l’energia di attivazione $E_a$ è data dall’equazione di Arrhenius:

dove $A$ è un fattore di frequenza (legato al numero di urti con orientazione corretta) e $R$ è la costante dei gas. Non serve altro che riconoscerla per la verifica di quarta: dice, in una formula, che $k$ cresce con la temperatura e diminuisce all’aumentare di $E_a$ — coerente con tutto quello che abbiamo visto sopra.

Errori tipici

Tre esercizi svolti

1. Trovare ordini e costante cinetica dal metodo delle velocità iniziali. Per la reazione $A+B\to C$ sono stati raccolti questi dati:

Trova l’ordine rispetto ad $A$, a $B$, l’ordine globale e la costante $k$.

Confronto gli esperimenti 1 e 2, dove $[B]$ resta costante e $[A]$ raddoppia:

Confronto gli esperimenti 2 e 3, dove $[A]$ resta costante e $[B]$ raddoppia:

La legge cinetica è quindi $v=k[A{]}^2[B{]}^1$, ordine globale $m+n=3$. Ricavo $k$ sostituendo i dati dell’esperimento 1:

L’unità coerente con un ordine globale 3 è ${\text{L}}^2/({\text{mol}}^2\cdot \text{s})$: un buon controllo che il calcolo degli ordini sia giusto.

2. Effetto della temperatura sulla velocità. Una reazione a $20{}^{\circ }\text{C}$ ha velocità iniziale $v_1=4,0\times 10^{-4}\text{mol}/(\text{L}\cdot \text{s})$. Aumentando la temperatura, la frazione di molecole con energia sufficiente a superare $E_a$ cresce, e la velocità osservata a $40{}^{\circ }\text{C}$ diventa $v_2=1,6\times 10^{-3}\text{mol}/(\text{L}\cdot \text{s})$, a parità di concentrazioni. Di quante volte è aumentata la velocità, e cosa è cambiato nella legge cinetica per produrre questo aumento?

La velocità è aumentata di 4 volte. Le concentrazioni sono le stesse in entrambi i casi, quindi l’unico termine della legge cinetica $v=k[A{]}^m[B{]}^n$ che può essere cambiato è $k$: è cresciuta la costante cinetica, non gli ordini di reazione (che dipendono dal meccanismo, non dalla temperatura) né le concentrazioni. Questo è esattamente ciò che descrive l’equazione di Arrhenius: a temperatura più alta, una frazione maggiore di molecole ha energia cinetica sufficiente a superare $E_a$ negli urti, quindi $k$ aumenta.

3. Catalizzatore ed energia di attivazione. Una reazione non catalizzata ha $E_a=120\text{kJ/mol}$. In presenza di un catalizzatore, l’energia di attivazione scende a $E_{a,\text{cat}}=75\text{kJ/mol}$. La reazione è esotermica, con $\Delta H=-50\text{kJ/mol}$. Il catalizzatore modifica $\Delta H$ o la posizione di equilibrio? Di quanto è diminuita la barriera energetica?

La barriera è diminuita di

Il catalizzatore non modifica $\Delta H$: l’energia dei reagenti e quella dei prodotti restano le stesse ($\Delta H=-50\text{kJ/mol}$ resta invariato), perché il catalizzatore agisce solo sullo stato di transizione, abbassandone l’energia e quindi la barriera che reazione diretta e inversa devono superare. Di conseguenza non sposta la posizione di equilibrio: velocità diretta e inversa aumentano nella stessa proporzione, l’equilibrio si raggiunge più in fretta ma nello stesso punto.

Non c’è un simulatore di chimica, per ora

Su questo argomento non esiste ancora una simulazione dedicata sul sito: trovi comunque tutte quelle disponibili sulle altre materie in /simulazioni/liceo/.

Il capitolo che segue direttamente la cinetica, in molti programmi di quarta, è l’equilibrio chimico: ne parlo in Equilibrio chimico e Le Châtelier in quarta. Per il resto del programma di scienze, trovi tutto in /materie/scienze/.

Se la cinetica ti sta creando più dubbi che certezze prima della verifica, la prima chiamata conoscitiva è gratuita e dura mezz’ora.