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3_LeReazioniChimiche - Uninsubria
3. Le Reazioni Chimiche • Equazioni Chimiche e Reazioni Chimiche - il simbolismo delle reazioni chimiche - il bilanciamento delle equazioni chimiche • Reazioni di Precipitazione - le soluzioni acquose - le reazioni tra le soluzioni di elettroliti forti • Reazioni degli Acidi e delle Basi - gli acidi e le basi in soluzione acquosa - la neutralizzazione • Reazioni Redox - ossidazione e riduzione - numero di ossidazione - ossidanti e riducenti - bilanciamento di reazioni redox semplici e complesse Equazioni e Reazioni Chimiche La REAZIONE CHIMICA rappresenta un cambiamento chimico. REAGENTI PRODOTTI REAGENTI PRODOTTI •Reazione Qualitativa Na H2O NaOH H2 Equazioni e Reazioni Chimiche •Reazione Quantitativa. LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DI MASSA Gli atomi non si possono né creare né distruggere, ma possono solo subire dei processi chimici. Tra reagenti e prodotti deve figurare lo stesso numero di atomi dello stesso elemento. 2Na + 2H2O → 2NaOH + 1H2 EQUAZIONE CHIMICA bilanciata COEFFICIENTI STECHIOMETRICI 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) SIMBOLI DI STATO Il Bilanciamento delle Reazioni ESEMPIO: reazione della fotosintesi clorofilliana. CO2(g) + H2O(l) + E → O2(g) + C6H12O6(s) 1. Cominciare bilanciando gli atomi dell’elemento presente nel minor numero di sostanze. 6CO2(g) + H2O(l) + E → O2(g) + C6H12O6(s) MAI ALTERARE I PEDICI DELLE FORMULE. 2. Bilanciare come ultimo l’atomo dell’elemento che compare nel maggior numero di formule. Se ci sono coefficienti frazionari, si moltiplica 6CO2(g) + 6H2O(l) + E → O2(g) + C6H12O6(s) l’intera equazione per un fattore numerico. 6CO2(g) + 6H2O(l) + E → 6O2(g) + C6H12O6(s) 18 Gli ioni poliatomici superano spesso la reazione intatti e possono essere bilanciati come entità individuali. Le Soluzioni Acquose Def. Una SOLUZIONE è una classe speciale di miscele omogenee costituita da un SOLUTO, ciò che è sciolto, e un SOLVENTE, ciò che scioglie. SOSTANZA SOLUBILE: è in grado di sciogliersi in un determinato solvente. IONI INSOLUBILE: non è in grado di sciogliersi in un determinato solvente in maniera apprezzabile. MOLECOLE Def. Chiamiamo SOLUZIONE ELETTROLITICA una soluzione in grado di condurre l’elettricità, quindi contenente ioni. Le Soluzioni Elettrolitiche Def. Chiamiamo SOLUZIONE ELETTROLITICA una soluzione in grado di condurre l’elettricità, quindi contenente ioni. - + DISSOCIAZIONE Na+ H 2O - + Cl- + Na+ - + Cl- - + - + IONIZZAZIONE - + + Cl- - + H+ + - H Cl + + - - H 2O Reazioni di Precipitazione Def. Chiamiamo ELETTROLITA FORTE un composto in grado di dissociarsi/ionizzarsi in maniera completa. Def. Chiamiamo ELETTROLITA DEBOLE un composto in grado di dissociarsi/ionizzarsi solo in maniera incompleta e in soluzione saranno presenti un certo numero di molecole H2O AgNO3(s) Ag+(aq) NO3 (aq) H2O NaCl(s) Na+(aq) +Cl-(aq) AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) La REAZIONE DI PRECIPITAZIONE è quella nel corso della quale, all’atto del mescolamento di due soluzioni elettrolitiche si forma un prodotto solido e insolubile. Equazioni Ioniche H2O AgNO3(s) Ag+(aq) NO3 (aq) H2O NaCl(s) Na+(aq) +Cl-(aq) Equazione Ionica Completa Ag (aq) NO3 (aq) Na (aq) Cl (aq) AgCl(s) Na (aq) NO3 (aq) IONI SPETTATORI Ag (aq) NO3 (aq) Na (aq) Cl (aq) AgCl(s) Na (aq) NO3 (aq) Ag (aq) Cl (aq) AgCl(s) Equazione Ionica Netta Equazioni Ioniche Ioni spettatori Acidi e Basi Def. Definiamo ACIDO, secondo Arrhenius, un elettrolita che in acqua cede ioni H+, formando lo ione IDRONIO H3O+. HCl(aq) H2O(l) H3O (aq) Cl (aq) Def. Definiamo BASE, secondo Arrhenius, un elettrolita che in acqua cede ioni OH-, ioni OSSIDRILE. NaOH(aq) H2O(l) Na (aq) OH (aq) NH3 (aq) H2O(l) NH (aq) OH (aq) 4 ELETTROLITI ACIDI BASI FORTI DEBOLI FORTI DEBOLI HCl CH3COOH NaOH NH3 Le Reazioni Redox 6CO2 (g) 6H2O(l) C6H12 O6 (s) 6O2 CH4 (g) 2O2 CO2 (g) 2H2O(l) 2Mg(s) O2 (g) 2MgO(s) La peculiarità delle REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE è il trasferimento di elettroni da una specie ad un’altra. Mg(s) Cl2 (g) Mg2 (s) 2Cl (s) come MgCl2 (s) OSSIDAZIONE È LA CESSIONE DI ELETTRONI Mg(s) Mg2 (s) 2e RIDUZIONE È L’ACQUISTO DI ELETTRONI Cl2 (g) 2e 2Cl (s) Ad ogni specie chimica è assegnato un NUMERO di OSSIDAZIONE per facilitare il computo degli elettroni. Il numero di ossidazione di un atomo è un numero convenzionale che corrisponde al numero di elettroni che l’atomo acquista, cede o mette in comune per formare legami con altri atomi. Il Numero di Ossidazione 1. Il numero di ossidazione di un elemento non combinato con altri è ZERO (Cl2, H2, Fe elementare, etc.). 2. La somma dei numeri di ossidazione degli atomi costituenti una data specie è uguale alla carica totale. 3. Il numero di ossidazione dell’idrogeno combinato con i NON METALLI è +1; nelle combinazioni con i METALLI esso è -1. 4. Nella maggior parte dei suoi composti l’ossigeno presenta numero di ossidazione -2. Nei perossidi, con legame OO, il numero di ossidazione è -1. 5. Il numero di ossidazione degli alogeni è -1. Se sono combinato con l’ossigeno o con un altro alogeno più in alto nel gruppo, possono assumere numero di ossidazione positivo. Il numero di ossidazione del fluoro è sempre -1. ESEMPIO. SO2 N.O.(O) = -2; N.O.(S) = ? = x x + 2∙(-2) = 0, per la regola 2. x = N.O.(S) = 4 L’OSSIDAZIONE corrisponde a un AUMENTO del NUMERO DI OSSIDAZIONE. La RIDUZIONE corrisponde a una DIMINUZIONE del NUMERO DI OSSIDAZIONE. Ossidanti e Riducenti Nelle REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE si ha il trasferimento di elettroni da una specie ad un’altra. Mg(s) Cl2 (g) MgCl2 (s) 2e- Mg(s) Mg2 (s) 2e IL MAGNESIO È UNA SPECIE RIDUCENTE Gli elettroni passano dalla specie riducente alla specie che si riduce Il riducente è la specie che si ossida Cl2 (g) 2e 2Cl (s) IL CLORO È UNA SPECIE OSSIDANTE Gli elettroni passano dalla specie che si ossida alla specie ossidante L’ossidante è la specie che si riduce Ossidanti e Riducenti Mg(s) Cl2 (g) MgCl2 (s) 2eNelle reazioni REDOX devono comparire sempre la specie che si OSSIDA e la specie che si RIDUCE IL MAGNESIO SI OSSIDA Mg(s) Mg (s) 2e 2 Il numero di ossidazione aumenta IL MAGNESIO È UNA SPECIE RIDUCENTE IL CLORO SI RIDUCE Cl2 (g) 2e 2Cl (s) Il numero di ossidazione diminuisce IL CLORO È UNA SPECIE OSSIDANTE Ossidanti e Riducenti Reazioni Redox Semplici HCl(aq) O2 (g) Cl2 (g) H2O(l) Assegniamo i NUMERI di OSSIDAZIONE 1 1 0 0 1 2 H Cl(aq) O2 (g) Cl2 (g) H2 O(l) 2Cl Cl2 2e x2 O2 4e 2O2 4 HCl(aq) + O2(g) → 2 Cl2(g) + 2 H2O(l) Reazioni Redox Complesse Gli ioni permanganato, MnO 4 reagiscono in soluzione acida con l’acido ossalico, H2C2O4 dando origine a ioni manganese (II) e anidride carbonica. MnO4 (aq) H2C2O4 (aq) Mn2 (aq) CO2 (g) 7 3 4 Mn O (aq) H2 C2 O4 (aq) Mn (aq) C O2 (g) 4 2 1. Si formulano le equazioni scheletro MnO4 Mn2 H2C2O 4 2CO2 2 2 MnO 16 H 10 e 2 Mn 8H2O 4 2. Si bilanciano gli atomi di O con H2O 5H2C2O4 10CO2 10H 10e MnO4 Mn2 4H2O H2C2O 4 2CO2 SOMMA 3. Quindi gli atomi di H con ioni H+ ai due membri 2 MnO ( aq ) 5 H C O ( aq ) 6 H (aq) MnO 8H Mn 4H2O 4 2 2 4 H2C2O4 2CO2 2H 2Mn2 (aq) 10CO2 (aq) 8H2O(l) 4 2 4. Si bilancia la carica elettrica 2x MnO4 8H 5e Mn2 4H2O 5x H2C2O4 2CO2 2H 2e Reazioni Redox Complesse Gli ioni permanganato, MnO 4 ossidano gli ioni bromuro in ambiente basico, per dare MnO2 solido e ioni bromato BrO3 MnO 4 Br MnO2 BrO3 7 4 5 Mn O Br Mn O2 Br O3 4 1. Si formulano le equazioni scheletro 4. Si bilancia la carica elettrica MnO4 MnO2 Br BrO3 2. Si bilanciano gli atomi di O con H2O MnO4 MnO2 2H2O Br 3H2O BrO3 2x MnO4 2H2O 3e MnO2 4OH Br 6OH BrO3 3H2O 6e 2MnO4 4H2O 6e 2MnO2 8OH Br 6OH BrO3 3H2O 6e 3. Si bilancia ogni atomo di H aggiungendo una molecola di H2O dove occorre idrogeno e uno ione OH- al membro opposto MnO4 4H2O MnO2 2H2O 4OH Br 3H2O 6OH BrO3 6H2O Cancelliamo specie eccedenti MnO4 2H2O MnO2 4OH Br 6OH BrO3 3H2O SOMMA 2MnO4 (aq) Br (aq) H2O(l) 2MnO2 (s) BrO 3 (aq) 8OH (aq)