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
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
Le Soluzioni
Def. Una SOLUZIONE è una classe speciale di miscele omogenee costituita
da un SOLUTO, ciò che è sciolto, e un SOLVENTE, ciò che scioglie.
DETERMINAZIONE DELLA CONCENTRAZIONE
1. MOLARITÀ, M [mol∙L-1]
M
numero moli SOLUTO (mol)
volume SOLUZIONE (L)
2. MOLALITÀ, m [mol ∙kg-1]
m
numero moli SOLUTO (mol)
massa SOLVENTE (kg)
5. FRAZIONE MOLARE, X
moli SOLUTO (mol)
moli (SOLUTO  SOLVENTE) (mol)
moli SOLVENTE (mol)
X(SOLVENTE ) 
moli (SOLUTO  SOLVENTE) (mol)
X(SOLUTO ) 
X(SOLUTO)  X(SOLVENTE)  1
3. PERCENTUALE PESO/PESO, %(w/w)
%( m / m) 
massa SOLUTO (kg)
 100
massa (SOLUTO  SOLVENTE) (kg)
4. PERCENTUALE VOLUME/VOLUME, %(v/v)
%( v / v) 
volume SOLUTO (L)
 100
volume (SOLUTO  SOLVENTE) (L)
Esercizi
Esercizio. Calcolare MOLARITÀ e MOLALITÀ di una soluzione di H2SO4 al
62% (w/w), sapendo che la densità, d = 1.52 g∙mL-1.
M
moli SOLUTO (mol)
volume SOLUZIONE (L)
m
moli SOLUTO (mol)
massa SOLVENTE (kg)
1 L = 1000 mL → dalla densità, 1000 mL ∙ 1.52 g∙mL-1 = 1520 g
→ dalla %(w/w)
H2 SO 4 puro  1520
62
 942.4 g
100
PM(H2SO4) = 2xPA(H) + PA(S) + 4xPA(O) = 98.09 u
MM (H2SO4) = 98.09 g∙mol-1
massa H2 SO 4
942.4 g
moli H2 SO 4 

 9.613 mol
MM
98.09 g  mol-1
(100  62)
massa H2O  1520
 577.6 g  0.5776 kg
100
moli SOLUTO (mol)
9.613
m


16.64 mol ∙kg-1
massa SOLVENTE (kg) 0.5776
9.613 M
Esercizi
Esercizio. Quanto H2SO4 al 62%, 9.613 M, e quanta H2O sono necessari
per ottenere 1.5 L di soluzione 2.0 M?
Vin x Min = Vfin x Mfin
Mfin  Vfin 2.0 mol L-1  1.5 L
Vin 

 0.312 L
-1
Min
9.613 mol L
V (H2O)  1.5 L - 0.312 L  1.188 L
Litri soluzione H2SO4 iniziale
Litri H2O
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 OO, 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.
MnO4 (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
MnO4  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 
MnO4  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 MnO4  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
MnO4  MnO2
Br   BrO3
2. Si bilanciano gli atomi di O con H2O
MnO4  MnO2  2H2O
Br   3H2O  BrO3
2x MnO4  2H2O  3e   MnO2  4OH
Br   6OH  BrO3  3H2O  6e 
2MnO4  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
MnO4  4H2O  MnO2  2H2O  4OH
Br   3H2O  6OH  BrO3  6H2O
Cancelliamo specie eccedenti
MnO4  2H2O  MnO2  4OH
Br   6OH  BrO3  3H2O
SOMMA
2MnO4 (aq)  Br  (aq)  H2O(l) 
2MnO2 (s)  BrO 3 (aq)  8OH  (aq)