REAZIONI CHIMICHE
2A+B î 3C + D
reagenti
Equazione chimica
prodotti
• Coefficienti stechiometrici: sono di norma i
numeri interi più piccoli possibili
• Indicare lo stato di aggregazione delle sostanze
Na2CO3(s)+ 2 HCl(aq)d2 NaCl(aq)+ CO2(g)↑ + H2O(l)
(s)=solido
(l)=liquido
(g)= gas
(aq)= sol.acquosa
Inoltre, in sol.
acquosa: (s)oe (g)m
Una reazione completamente spostata in un verso è
detta quantitativa.
Bilanciamento dell’equazione chimica
Legge di Lavoisier della conservazione della massa
p
Bilancio di massa:m(reagenti) = m(prodotti)
Bilancio di carica: q(reagenti) = q(prodotti)
Le molecole vanno scritte in maniera corretta
NO
2H+OdH2O
SI’
2H2+O2d2 H2O
Reazioni in soluzione acquosa
In una soluzione possono essere presenti sia
molecole che ioni. Gli ioni possono originarsi da:
1)composti con reticolo ionico (sali, idrossidi..)
NaCl, K2SO4, NaOH, Ca(OH)2
2)composti a struttura molecolare
Esempi
1NaCl(aq) dNa+(aq) + Cl- (aq)
(più corretto)
H 2O
⎯→ Na+(aq) + Cl-(aq) (più breve)
NaCl ⎯⎯
2HCl(aq) + H2O(l) d Cl-(aq) + H3O+(aq)
HCl + H2O d H3O+(aq) + Cl-(aq)
• I composti a struttura ionica sono elettroliti forti.
• Quelli a struttura molecolare sono più spesso o
non elettroliti od elettroliti deboli.
Classificazione delle reazioni chimiche
Omogenee
G
H2(g) + Cl2(g) l 2HCl(g)
HNO2(aq) + H2O(l) î H3O+(aq) + NO2-(aq)
AQ
Eterogenee
MgCO3(s) î MgO(s) + CO2(g)
3 fasi
AgNO3(aq) + NaCl(aq)î AgCl(s)↓ + NaNO3(aq) 2 fasi
Reazioni
1. Redox: variazione del numero di ossidazione
2. Non redox: precipitazione, complessazione,
acido-base (classificaz. di massima)
Precipitazione
BaCl2(aq) + Na2SO4(aq)d BaSO4(s)↓ + 2NaCl(aq)
Ovvero
BaCl2(aq) d Ba2+(aq) + 2 Cl-(aq)
Na2SO4(aq)d 2Na+(aq)+SO42-(aq)
Tutti i sali possibili sono solubili eccetto BaSO4,
allora:
Ba2+(aq) + SO42-(aq) d BaSO4(s) ↓
La reazione in forma ionica riporta gli ioni che
reagiscono veramente: gli altri sono ioni spettatori.
Na2SO4(aq) + 2 KNO3(aq) \ K2SO4(aq) + 2NaNO3(aq)
Non è una reazione chimica!
Complessazione
6 KCN(aq)+ FeCl2(aq) d K4[Fe(CN)6](aq)+2KCl(aq)
6 K+(aq)+6 CN(aq)+ Fe2+(aq)+2Cl-(aq)
o
4K+(aq) + [Fe(CN)6]4-(aq)+2KCl(aq) +2K+ + 2Cl6 CN(aq)+ Fe2+(aq) d [Fe(CN)6]4-(aq)
~sale doppio K+ + Mg2+ + 3 Cl-
KMgCl3
diverso da
Ä sale complesso K+ + [MgCl3]-
ione complesso
ACIDI E BASI
Teoria di Arrhenius(1884)
Acido: cede protoni (H+) in soluzione acquosa
Base: cede ioni idrossido (OH-) in soluzione
acquosa
Teoria di Bronsted-Lowry (1923)
Acido: donatore di protoni
Base: accettore di protoni
1. Senza accettore non c’è donatore
2. Prescinde dalla presenza di acqua
Coppia coniugata
Acido 1 î H + + Base1
Base 2 + H + î Acido 2
Acido 1+ Base 2 î Acido 2 + Base1
Reazione acido-base: è una competizione per i
protoni fra due basi.
La base coniugata di un acido forte (es. HCl) è
debole(es.Cl-)
La base coniugata di un acido debole (es. H2O) è
forte (es.OH-)
ESEMPI DI COPPIE CONIUGATE
Acido1
Base 2
Acido 2
+
î H2O
+ OH
H3O
î H3O+
HCl
+ H2O
î NH4+
H2O
+ NH3
H2O
+ CO32- î HCO3H2O
+ HCO3- î (H2CO3)
î HSH2O
+ S2î H2S
H2O
+ HSHS-, HCO3-
+
+
+
+
+
+
+
Base 1
H2O
ClOHOHOHOHOH-
sono detti anfoliti
H3O+ + Al(OH)3(H2O)3l[Al(OH)2(H2O)4]+ + H2O
Al(OH)3(H2O)3 + OH- îH2O +[Al(OH)4(H2O)2]H3N+-CHR-COO- + OH- îH2O + H2N-CHR-COOH3N+-CHR-COO- + H3O+- î H3N+-CHR-COOH +
H2O
Aminoacidi
Acido aminoacetico
R
H2N-C-COO
H
H
H2N-C-COOH
H
[Al(OH)3(H2O)3] ,
comportamento anfotero
H3N+-CHR-COO-
Teoria di Lewis (1932)
Acido: specie chimica in grado di accettare una
“coppia solitaria” (elettrofilo)
Base: specie chimica in grado di fornire una (o più)
“coppie solitarie” (nucleofilo)
base acido
m H2O + Men+l[Me(H2O)m]n+ ione complesso
base
acido
H2O + HCl l H3O+ +Cl“H2O è un agente nucleofilo più forte di Cl-“
Neutralizzazione
- Si ottiene neutralizzazione quando sono presenti
quantità stechiometricamente equivalenti di acido e
di base
- La soluzione risultante sarà rigorosamente neutra
(pH 7) solo se l’acido e la base sono di egual forza.
HCl(aq)+NaOH(aq) d NaCl(aq)+H2O(l)
forma completa
Ma
HCl(aq) + H2O(l)d H3O+(aq) + Cl-(aq)
NaOH(aq)d Na+(aq) +OH-(aq)
Quindi
H3O+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) +OH-(aq)
o
2 H2O (l) + Cl-(aq) + Na+(aq)
da cui:
H3O+(aq) +OH-(aq)d2 H2O (l) forma ionica
Altro esempio
HI(aq) +KOH(aq)d KI(aq) + H2O(l)
p
H3O+(aq) + OH-(aq)d H2O (l) + H2O (l)
A1
B2
B1
A2
Altro esempio
CH3COONa(aq) + HCl(aq) îCH3COOH(aq) + NaCl(aq)
CH3COONa(aq) dCH3COO-(aq) + Na+(aq)
HCl(aq) + H2O(l)d H3O+(aq) + Cl-(aq)
CH3COO-(aq) + Na+(aq) + H3O+(aq) + Cl-(aq)
o
CH3COO-(aq) + Na+(aq) + H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ma CH3COOH è un acido debole, perciò poco
dissociato:
CH3COO-(aq) + H3O+(aq) ì CH3COOH(aq) +H2O(l)
Si dice infatti: “un acido forte sposta un acido debole
da un suo sale”
HNO2(aq) + KOH(aq) î KNO2(aq) + H2O(l)
HNO2(aq) + K+ + OH-(aq) î K+ +NO2-(aq) + H2O(l)
HNO2(aq) + OH-(aq) î NO2-(aq) + H2O(l)
A1
B2
B
B1
B
A2
Di seguito si riportano alcune reazioni acido-base
che avvengono con sviluppo di gas:
NH4+(aq) + OH-(aq) dNH3(g)m + H2O(l)
HCO3-(aq) + H3O+(aq) dCO2(g)m + 2 H2O(l)
CO32-(aq) + 2 H3O+(aq) d CO2(g)m + 3 H2O(l)
S2-(aq) + 2 H3O+(aq) dH2S (g)m + 3 H2O(l)
HSO3-(aq) + H3O+(aq) dSO2(g)m + 2H2O(l)
SO32-(aq) + 2 H3O+(aq) dSO2(g)m + 3H2O(l)
(Si possono trovare descritte come categoria a parte, ma
la produzione di gas non identifica il fenomeno dal punto
di vista chimico)
Ossidi anfoteri
SnO
SnO(s) + 2HCl(aq)î SnCl2(aq) + H2O(l) comportam.basico
SnO(s) + 2 NaOH(aq)î Na2SnO2(aq) + H2O(l) comp.acido
ZnO
ZnO(s) + 2H3O+(aq)î Zn2+(aq) + 3H2O(l)
ZnO(s) + 2 OH-(aq) + 2 H2O(l)î [Zn(OH)4]2-(aq)
Cromo
CrO ossido basico
Cr2O3 ossido anfotero
CrO3 ossido acido
Cr2O3(s) + 6H3O+(aq)î2 Cr3+(aq) + 9H2O(l)
Cr2O3(s)+ 2 OH-(aq) î 2 CrO2-(aq) + H2O(l)
Manganese
MnO ossido basico
MnO2 ossido anfotero
MnO3 ossido acido
Mn2O7 ossido acido
MnO2(s) + 4 H3O+(aq)î Mn4+(aq) + 6H2O(l)
MnO2(s) + 2 OH-(aq) î MnO3(aq) + H2O(l)
Se un elemento dà luogo a più ossidi basici, le
proprietà basiche sono più marcate nell’ossido con il
più basso n.o.
Se un elemento dà luogo a più ossidi acidi, le
proprietà basiche sono più marcate nell’ossido con il
più alto n.o.
Al2O3
Al2O3(s) + 6 H3O+(aq)+ 3 H2O(l) î 2 [Al (H2O)6]3+
Al2O3(s) + 2 OH-(aq)+ 3 H2O(l) î 2 [Al (OH)4]Al2O3(s) + 6 HCl(aq) î 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3(s) + 2 NaOH(aq) î 2 NaAlO2(aq) + H2O(l)
REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE (REDOX)
Avviene un trasferimento di elettroni da uno ad un
altro atomo delle specie in reazione.
Primo concetto di ossidazione: combinazione con
ossigeno:
C + O2 d CO2
H2 + ½ O2dH2O
2 Fe + 3/2 O2 dFe2O3
Tuttavia un elemento può essere ossidato da una
specie diversa dall’ossigeno
C + 2 F2 dCF4
H2 + F2 d2 HF
2 Fe + 3 F2 d 2 FeF3
2 Na + Cl2 d2 NaCl
Il processo può essere scisso in due fasi:
a)ossidazione di Na metallico NadNa+ + e1-Aumenta il numero d’ossidazione
2-Perdita di elettroni
rimozione di un elettrone da un atomo Na (Na+)
e suo trasferimento ad un atomo di cloro (dCl-)
b)riduzione di Cl2: ½ Cl2 + e- dCl1-Diminuisce il numero d’ossidazione
2-Acquisto di elettroni
Esempio di redox (da bilanciare!)
H2S(aq) + HNO3(aq)d S(s) + H2O(l) + NO(g)
S -2d0
2m
un atomo il cui n.o. aumenta si ossida
N +5d+2
3o
un atomo il cui n.o. diminuisce si riduce
H2S è un agente riducente
HNO3 è un agente ossidante
Le reazioni redox in soluzione acquosa sono
reazioni che avvengono con scambio di elettroni
Il rapporto quantitativo con cui reagiscono ossidante
e riducente deve essere tale che:
Numero di elettroni
Numero di elettroni
acquistati dall’ossidante = ceduti dal riducente
Bilanciamento di una reazione redox
(già impostata)
1. Si determinano ossidante e riducente.
2. Se esistono più possibilità si scelgono il miglior
ossidante (E°>) ed il miglior riducente (E°<).
(riguardo a questo punto vedere oltre)
3. Si calcola la diminuzione del n.o per l’ossidante,
l’aumento del n.o per il riducente.
4. Si attribuiscono alle due specie i coefficienti in
modo che il saldo elettronico sia nullo.
5. Si prosegue poi il bilancio come per le altre
reazioni chimiche
Forma ionica
1. Completare i bilanci di massa e di carica.
2. I coefficienti delle specie che si ossidano e
riducono normalmente non cambiano, a meno che
queste non partecipano ad altre reazioni.
3. Per bilanciare le cariche si introducono dal lato
opportuno ioni H3O+ se la reazione avviene in
soluzione acida, ioni OH- se avviene in soluzione
basica.
4. Il bilancio di massa termina di solito col controllo
degli ioni ossigeno.
Forma completa
1. Si scrivono tutti i prodotti che si formano in
seguito alla reazione in forma ionica.
2. Le molecole si scrivono per esteso, gli ioni si
uniscono con gli ioni di partenza di segno
opposto. Occorre infine abbinare gli ioni
spettatori ai ”corrispondenti” controioni.
USO DI SEMIREAZIONI NEL BILANCIO STECHIOMETRICO
Usare la tabella dei potenziali standard in soluzione
acquosa a 25°C.
E°= potenziale standard di riduzione
Una reazione è possibile se E°oxid>E° rid
Ogni coppia agisce da ossidante nei confronti delle
coppie che la precedono nella tabella (E° <
algebricamente), e da riducente verso quelle che la
seguono.
Questo punto è da tenere presente per scrivere
quelle reazioni in cui sono possibili più ossidanti e
più riducenti.
Esempio
Fe3+(aq) + Co2+(aq) dFe2+(aq) + Co3+(aq)??
E°Fe3+/Fe2+ = + 0.77 V ⇒ Eoxid< E°rid
E°Co3+/Co2+ = + 1.82 V
Reazione
non possibile
Sarà possibile la reazione opposta:
Fe2+(aq) + Co3+(aq) dFe3+(aq) + Co2+(aq)
Si deve verificare infatti la condizione:
E°oxid (coppia ossidante)> E°rid (coppia riducente)
Es.
KMnO4 + NaBr + H2SO4d?
1)MnO4- + 8 H3O+ + 5e-îMn2+ + 12 H2O E°=1.51V
E°=1.065V
2)Br2 + 2e- î2BrE°1>E°2⇒la reazione avviene
2 MnO4- + 8 H3O+ + 5e-î Mn2+ + 12 H2O
5 Br2 + 2e- î 2Br2MnO4- + 16 H3O+ +10 Br - î5Br2 î2 Mn2+ + 24 H2O
Ricapitolazione dell’uso di semireazioni
1. Indicare gli ioni e le specie molecolari presenti in
soluzione.
2. Individuare le coppie redox (miglior ossidante
vs. miglior riducente).
3. Copiare le coppie redox nel verso corretto.
4. La reazione è possibile se E°ox>E°red , ed è
inoltre spostata verso destra se E°ox -E°red>0.3V.
5. Si bilanciano gli elettroni, moltiplicando
opportunamente le semireazioni, e si somma
membro a membro.
Reazioni di dismutazione
Esempi
Cu2SO4(aq)dCu(s) + CuSO4(aq)
2 H2O2(aq) d2 H2O(l) + O2(g)
A m + d B n + dC p +
E°(A/B)
m>n>p
E°(B/C)
Se E°(B/C) > E°(A/B) si ha dismutazione
2B î C + A
Perché? E°(B/C)> E°(A/B) ⇒ B può ossidare B ad A,
riducendosi a C.
Riprendiamo ora gli esempi, giustificandoli.
E°=0.15
E°=0.52
2+______
+_______
Cu
dCu
dCu0 dismuta
Cu2SO4(aq)dCu(s) + CuSO4(aq)
E°=0.77
E°=-0.44
Fe3+______dFe2+______dFe0 non dismuta
⇒reaz. opposta Fe + 2 Fe3+ d3 Fe2+
E°=0.68
E°=1.77
O2_______dH2O2______dH2O dismuta
H2O2 + 2 H3O+ + 2e- î4 H2O
H2O2 + 2 H2O îO2 +2 H3O+ + 2e_______________________________________
E°=1.77 V
E°=0.68 V
2 H2O2 î 2H2O + O2
E°= 1.63
______
HClO
E°= 1.36
dCl2________dCl-
E°= 0.40
ambiente acido NO
E°= 1.36
ClO-_______dCl2_________dCl-
ambiente basico SI’