LE REAZIONI CHIMICHE
LE REAZIONI CHIMICHE
Una reazione chimica è un processo in cui alcune specie chimiche (A
e B) chiamate REAGENTI interagiscono tra loro e, mediante la
formazione o la rottura di legami chimici,
chimici, si trasformano in altre
specie chimiche (C e D) chiamate PRODOTTI
EQUAZIONE CHIMICA o STECHIOMETRICA
αA (s) + βB(g)
γC(g) +
δD(g)
REAGENTI
PRODOTTI
Stato iniziale della reazione
Stato finale della reazione
Se i reagenti si trovano in un’UNICA fase, LA REAZIONE è detta OMOGENEA
Se i reagenti si trovano in fasi DIVERSE, LA REAZIONE è detta ETEROGENEA
NB. Il termine REAZIONE CHIMICA viene spesso utilizzato sia per indicare il
PROCESSO di TRASFORMAZIONE dei reagenti in prodotti, sia l’EQUAZIONE
CHIMICA che lo rappresenta
LE REAZIONI CHIMICHE
Una reazione chimica è un processo in cui alcune specie chimiche (A
e B) chiamate REAGENTI interagiscono tra loro e, mediante la
formazione o la rottura di legami chimici,
chimici, si trasformano in altre
specie chimiche (C e D) chiamate PRODOTTI
EQUAZIONE CHIMICA o STECHIOMETRICA
αA (s) + βB(g)
γC(g) +
δD(g)
REAGENTI
PRODOTTI
Stato iniziale della reazione
Stato finale della reazione
PerIlscrivere
un’equazione
nellaviene
forma
più completa
occorre
indicare
NB.
termine REAZIONE
CHIMICA
spesso
utilizzato sia
per indicare
il
reagenti
e prodotti
lo STATO FISICO
PROCESSO di TRASFORMAZIONE
deidireagenti
in prodotti,
sia l’EQUAZIONE
CHIMICA che lo rappresenta
(g)= gas
(l)=liquido
(s)=solido
REAZIONI ALL’EQUILIBRIO
αA + βB
γC +δ
+δD
In alcune reazioni i prodotti aumentano fino ad un certo livello e poi prodotti e
reagenti raggiungono concentrazioni stabili
STATO DI EQUILIBRIO
Condizione in cui la concentrazione dei reagenti e dei prodotti non varia nel tempo
Ciò è dovuto al fatto che tante
molecole di reagente di trasformano
in prodotti quante molecole di
prodotti si trasformano in reagenti
Le reazioni che avvengono in entrambe le direzioni sono dette reazioni
REVERSIBILI
L’equilibrio di una reazione chimica è un EQUILIBRIO DINAMICO
LEGGE di GULDBERGGULDBERG-WAAGE
REAZIONI ALL’EQUILIBRIO
αA + βB
γC +δD
γ
eq
α
δ
β
a temperatura costante!
COSTANTE DI EQUILIBRIO DELLA REAZIONE (Keq)
Tale relazione è nota anche come LEGGE DELL’AZIONE DI
MASSA (per SISTEMI CHIUSI)
Se la Keq ha un valore elevato l’ EQUILIBRIO è SPOSTATO A DESTRA
(quasi tutte le molecole di reagente all’equilibrio si sono convertite in prodotti)
Se invece la costante è piccola, l’EQUILIBRIO
l’EQUILIBRIO è SPOSTATO A SINISTRA
(poche molecole di reagente all’equilibrio si sono convertite in prodotti)
Poiché ogni specie chimica ha caratteristiche propri ben definite, le proprietà di un
sistema materiale che si trasforma cambiano
Si possono osservare variazioni di
VOLUME
DENSITA’
COLORE
CONDUCIBILITA’ ELETTRICA
ECC…
Vi sono però alcune importanti proprietà che si conservano nell’ambito di una
reazione chimica:
Il numero di atomi degli elementi presenti nei reagenti deve essere
uguale al numero degli atomi degli elementi presenti nei prodotti
LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DELLA MASSA
La somma delle cariche dei reagenti deve essere uguale alla somma delle
cariche dei prodotti
LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DELLA CARICA O DI ELETTRONEUTRALITA’
BILANCIAMENTO DELLE EQUAZIONI
CHIMICHE
BILANCIAMENTO della MASSA
Il numero totale di atomi di ciascun elemento deve essere lo stesso nei
reagenti e nei prodotti
BILANCIAMENTO della CARICA
La somma algebrica della cariche ioniche dei reagenti deve essere uguale in
valore e segno a quella dei prodotti
BILANCIAMENTO DELLE EQUAZIONI
CHIMICHE
Per bilanciare un’equazione chimica bisogna far precedere alla formula
di ciascuna specie chimica rappresentata nell’equazione un opportuno
coefficiente numerico, detto COEFFICIENTE STECHIOMETRICO,
STECHIOMETRICO, che
normalmente è un numero intero.
CH4 + 2 O2
O2
CO2 +2 H2O
CH4
Questi coefficienti, nel loro insieme, definiscono i rapporti secondo cui le varie
specie chimiche scompaiono e si formano in quella data reazione
BILANCIAMENTO DELLE EQUAZIONI
CHIMICHE
Per bilanciare l’equazione si deve intervenire UNICAMENTE sui
coefficienti stechiometrici
NON AGGIUNGERE, ELIMINARE O CAMBIARE
NESSUNA SPECIE CHIMICA
CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI
CHIMICHE
Reazioni di SINTESI
Due o più sostanze (elementi o composti) reagiscono tra loro formando una
sostanza unica (un composto)
2Mg(s)
+
O2(g)
2MgO(s)
+
Reazione di DECOMPOSIZIONE o SCISSIONE
Un unico composto si scinde in due o più sostanza più semplici
(elementi o composti)
2HgO(s)
Hg(l) + O2(g)
Reazioni di SOSTITUZIONE
o SCAMBIO SEMPLICE
Un elemento sostituisce un altro
elemento in un composto
2Li(s) + 2H2O(l)
2LiOH(aq) + H2(g)
Reazione di DOPPIO SCAMBIO
Reazione che comporta scambio di ioni tra due composti
BaCl2 + Na2SO4
BaSO4
+ NaCl
Reazioni di COMBUSTIONE
Reazione dell’ossigeno con un’altra sostanza che porta alla liberazione di energia
sotto forma di luce e calore
C + O2
CO2
Reazione di DISSOCIAZIONE
Un composto si dissocia liberando ioni
NaCl
Na+
+ Cl-
Reazioni di NEUTRALIZZAZIONE
Un acido reagisce con una base formando un sale e acqua
NaOH + HNO3
NaNO3 + H2O
Reazioni di OSSIDORIDUZIONE
In una reazione di ossidoriduzione avviene un trasferimento di elettroni da un
atomo all’altro
Composto A ridotto
(agente riducente)
A
Composto B ossidato
(agente ossidante)
ee-
B
B è ridotto,
acquista elettroni
A è ossidato,
perde elettroni
A
Composto A ossidato
B
ee-
Composto B ridotto
Reazioni di OSSIDORIDUZIONE
In una reazione di ossidoriduzione avviene un trasferimento di elettroni da un
atomo all’altro
+1
0
Ag 3 + Cu
Cu
2AgNO
+2
Cu(NO3)2
Cu
0
Ag
+ 2Ag
Essa può essere considerata la somma di due semireazioni
Reazione di OSSIDAZIONE
In cui un atomo o una molecola perdono elettroni cioè SI OSSIDANO,
OSSIDANO,
ovvero aumentano il proprio numero di ossidazione.
ossidazione.
L’atomo (o molecola) che perde elettroni è definito AGENTE
RIDUCENTE,, perché ossidandosi, provoca la riduzione di un’altra specie
RIDUCENTE
Reazione di RIDUZIONE
In cui un atomo o una molecola acquista elettroni cioè SI RIDUCE,
RIDUCE,
ovvero diminuiscono il proprio numero di ossidazione.
ossidazione.
L’atomo (o molecola) che acquista elettroni è definito AGENTE
OSSIDANTE,, perché riducendosi, provoca l’ossidazione di un’altra specie
OSSIDANTE
BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI REDOX
ee-e-ee- e-ee-ee-e- e-eee-eee-eeeee-eeee-ee-ee-eeeeee-e-eeeeeeeeeeeee-e-ee-ee-e-eeee-e-eee-eee-eeeeee-eeeeeee-ee-ee-ee-e- e-ee-eeeeee- e-ee- e-eeee- e- eee- ee-e- eeeee-ee-ee-e-eeee-e- e- e-
ee-e-ee- e-ee-ee-e- e-ee-e-eee-e-ee-e- e-ee-ee- e-e- ee- e-e-eeeeee-ee-e-e- e- e- e-
Bilanciare una reazione redox significa trovare i valori dei coefficienti
stechiometrici tali da garantire, oltre alla conservazione della massa,
anche quella della carica. In qualsiasi reazione redox, infatti, il numero
di elettroni ceduti complessivamente dal riducente deve essere
necessariamente uguale al numero di elettroni acuistati dall’ossidante
REGOLE PER IL BILANCIAMENTO
+2 -1
+4 -1
2Fe
FeCl2 + Sn
SnCl4
+3 -1
+2 -1
2FeCl3
+ SnCl2
Assegnazione a tutti gli atomi dei rispettivi numeri di ossidazione
Identificazione degli atomi che si ossidano e riducono e calcolo delle
variazioni dei numeri di ossidazione
Scrittura delle 2 semireazioni
+4
+2
Sn + 2e2e-
Sn
+2
+2
+3
+3
Fe
2e-Fe -- 2e
1e
1e
OSSIDAZIONE
Bilanciamento delle cariche elettriche
+4
+2
Sn + 2e2e-
Sn
+2
+2
+3
+3
2 Fe - 2e
2e1e
1e-
Fe
RIDUZIONE
Eventuale bilanciamento delle masse
2Fe
Fe
RIDUZIONE
OSSIDAZIONE
-3 +1
+2
-2
2N
NH3 + 3 Cu
CuO
0
0
N2
+ 3Cu
+1 -2
+ 3 H2O
Assegnazione a tutti gli atomi dei rispettivi numeri di ossidazione
Identificazione degli atomi che si ossidano e riducono e calcolo delle
variazioni dei numeri di ossidazione
Scrittura delle 2 semireazioni
+2
00
Cu
Cu +
+ 2e2e
2e-2e-
Cu
Cu
0 0
--33
N
3e-N -- 3e
3e
3e
NN
OSSIDAZIONE
Bilanciamento delle cariche elettriche
+2
00
3Cu
Cu ++2e2e
6e-6e-
Cu
3Cu
0 0
--33
2N
6e
6eN -- 3e
3e-
RIDUZIONE
N2N
Eventuale bilanciamento delle masse
RIDUZIONE
OSSIDAZIONE
Reazioni di DISMUTAZIONE
Particolare tipo di reazione di ossidoriduzione nella quale la stessa specie si
comporta da ossidante e da riducente
-1
2H2O2
-2
H2O
0
+
O2
L’O di una molecola di H2O2 passa da n.o. – 1 a 0, si ossida
L’O di un’altra molecola di H2O2 passa da n.o. –1 a – 2, si riduce
Reazioni ossidoriduzioni:
Calcolare il numero di equivalenti nelle seguenti reazioni:
a) MnO4- + H+ → Mn2+ + H2O
b) MnO4- + H2O → MnO2 + OH-
Nella reazione a) Mn varia il proprio numero di ossidazione da +7 a +2.
1 mole di MnO4MnO4- acquista 5 moli di elettroni.
neq = 5
Nella reazione b) Mn varia il proprio numero di ossidazione da +7 a +4.
1 mole di MnO4MnO4- acquista 3 moli di elettroni.
neq = 3
SOLUZIONI ELETTROLITICHE
Un ELETTROLITA è una sostanza che, disciolta in acqua, la rende
conduttrice, sfruttando il fenomeno della DISSOCIAZIONE
ELETTROLITICA che consiste nella separazione degli ioni costituenti
l’elettrolita
ELETTROLITA FORTE
ELETTROLITA DEBOLE
Sostanza che in acqua si
dissocia TOTALMENTE
Sostanza che in acqua si
dissocia PARZIALMENTE
Sali, Acidi Forti, Basi Forti
Acidi e Basi Deboli
Se ad una soluzione elettrolitica viene applicato un campo elettrico, gli
ioni disciolti in soluzione si muoveranno sotto l’azione di tale campo,
generando una corrente elettrica.
LE SOLUZIONI ELETTROLITICHE SONO DEI CONDUTTORI DI
CORRENTE ELETTRICA
La conducibilità elettrica è proporzionale alla carica, concentrazione e
mobilità degli ioni e alla temperatura della soluzione
PILA ELETTRICA
Dispositivo in grado di trasformare ENERGIA CHIMICA, liberata da
una reazione esoergonica (spontanea) di ossidoriduzione in ENERGIA
ELETTRICA
Tale trasformazione è resa possibile facendo avvenire le semireazioni di
ossidazione e riduzione in due comparti distinti, chiamati semicelle,
separati da un ponte salino (o da un setto poroso) e collegate da un
conduttore metallico esterno che consente il passaggio degli elettroni
dalla semicella dove avviene la reazione di ossidazione alla semicella
dove avviene la riduzione
PILA DANIEL
RED CAT
e-
e-
Cu
Zn
Ponte salino
SO42- K2SO4K+
RIDUZIONE
OSSIDAZIONE
Anodo
Zn
Catodo
ZnSO4
Zn2+
SO42Zn2+
0
Zn =
+2
Zn2+
CuSO4
SO42- Cu2+
+2
+ 2e2e-
+
Cu2+
0
+ 2e2e- = Cu
Al passaggio di cariche elettriche negative (elettroni) dallo zinco al rame
nel circuito esterno corrisponde un uguale flusso netto di cariche negative
(ioni) in soluzione, dall'elettrodo di rame a quello di zinco, attraverso il
ponte salino.
salino.
N.B. in assenza di un ponte salino una cella voltaica non può funzionare perché
genererebbe due soluzioni non elettroneutre
La forza che guida il movimento degli elettroni dall’anodo al catodo è un
potenziale elettrico, denominato FORZA ELETTROMOTRICE (f.e.m.) della
). Essa rappresenta la
la massima differenza di potenziale fra i due
pila (Ecella
(Ecella).
elettrodi di una cella voltaica, misurata quando non vi è passaggio di corrente
E = ∆V(I
V(I→
→0)
0
+2
Zn = Zn2+ + 2e2e-
∆E = ECatodo - EAnodo = EC - EA
EQUAZIONE DI
NERNST
E°= potenziale standard della
coppia redred-ox della semicella
R= 8,31 J K-1 mol-1;
T è la temperatura assoluta;
F = 9.649 ·104 C mol-1;
n è il numero di elettroni trasferiti
nella semireazione;
[red]= conc. Specie RIDUCENTE
[ox] = conc specie OSSIDANTE
In condizioni standard (25°
(25°C) e passando al log
10
l’equazione diventa
ELETTROLISI
Durante l’elettrolisi, al contrario di ciò che accade nella pila si ha trasformazione di
energia elettrica in energia chimica. L’energia elettrica viene utilizzata per forzare
una reazione endoergonica (non spontanea) di ossidoriduzione
Una cella elettrolitica è generalmente più semplice di
un cella voltaica, in quanto:
Non è necessario far avvenire separatamente
le due semireazioni
La polarità degli elettrodi è imposta dalla
sorgente esterna di corrente elettrica ed in
paticolare essa è OPPOSTA rispetto a quella di
una cella voltaica, per cui. In altre parole l’anodo
al quale avviene l’ossidazione, in una cella
elettrolitica è il l’elettrodo positivo, mentre il
catodo, a cui avviene la riduzione, è l’elettrodo
negativo
OSSIDAZIONE
RIDUZIONE
+
-
Essa è costituita da due elettrodi inerti (platino e
grafite), immersi nella massa liquida di un elettrolita
fuso (ELETTROLISI
(ELETTROLISI DI SALI FUSI)
FUSI) o in una soluzione
acquosa elettrolitica (ELETTROLISI
(ELETTROLISI IN SOLUZIONI
ACQUOSE DI SALI ) e connessi ad un generatore di
corrente elettrica
ELETTROLISI DI SALI FUSI
Le semireazioni sono solo quelle che coinvolgono i due ioni che sostituiscono il sale.
Consideriamo ad esempio una cella elettrolitica per l’elettrolisi di NaCl fuso
(costituito da ioni Na+ e ClCl- liberi di muoversi)
La reazione NON E’ SPONTANEA e per
avvenire ha bisogno dell’applicazione di
una differenza di potenziale che fornisca
al sistema l’energia per fare avvenire
questa reazione
+1
2Na+
0
+ 2e2e- = 2Na (s)
RIDUZIONE
Catodo
-
-1
2Cl-
0
(l)= Cl2 (g) + 2e2e-
OSSIDAZIONE
Anodo
+
ELETTROLISI IN SOLUZIONE ACQUOSA DI SALI
In questo caso, oltre agli ioni Na+ e Cl-, sono presenti in soluzione anche molecole
di acqua che possono essere sia ridotte che ossidate
Al catodo si osserva
solo la riduzione delle
specie col potenziale di
riduzione maggiore
All’anodo si osserva
solo l’ossidazione della
specie col potenziale di
ossidazione maggiore
(o equivalentemente
col potenziale di
riduzione minore).
CATODO
Riduzione
+1
2Na+
+1
-
ANODO +
Ossidazione
0
-1
2Cl-
+ 2e2e- = 2Na (s)
0
2H2O (l) + 2e2e- = H2 (s) +
-2
2OH-
0
(l)= Cl2 (g) + 2e2e0
2H2O + 2e2e- = O2 (g) + 4H+ + 4e4e-
ELETTROLISI IN SOLUZIONE ACQUOSA DI SALI
In questo caso, oltre agli ioni Na+ e Cl-, sono presenti in soluzione anche molecole
di acqua che possono essere sia ridotte che ossidate
Al catodo si osserva
solo la riduzione delle
specie col potenziale di
riduzione maggiore
All’anodo si osserva
solo l’ossidazione della
specie col potenziale di
ossidazione maggiore
(o equivalentemente
col potenziale di
riduzione minore).
-
CATODO
-1
ANODO
0
0
+
2Cl
(l)=
Cl
(g)
+
2e2e2H2O
(l) + 2e2e- = H2 (s) + 2OH
Riduzione
2
Ossidazione
OSSIDAZIONE
RIDUZIONE
+1
0
-1
0
+
2ClAnodo
(l)= Cl2 (g) + 2e2e2Na + 2e2e-Catodo
= 2Na (s)
+1
2H2O (l) + 2e2e- = H (s) + 2OH
+1
0
2
-2
-
+
0
2H2O + 2e2e- = O2 (g) + 4H+ + 4e4e-
DIFFERENZE tra PILA e
ELETTROLISI
Gli aspetti quantitativi dell’elettrolisi sono regolati dalle
LEGGI DI FARADAY
1a LEGGE DI FARADAY
2a LEGGE DI FARADAY
La quantità di specie chimiche che
si trasformano agli elettrodi sono
proporzionali alla quantità di carica
elettrica passata nella cella
elettrolitica
Le quantità in grammi di specie
diverse tasformate agli elettrodi
sono proporzionali ai loro pesi (o
masse) equivalenti
Il passaggio di 1F (1 faraday) in una soluzione elettrolitica determina la
trasformazione di un’equivalente della sostanza sottoposta a elettrolisi.
Ne segue che per ottenere n. equivalentidi della sostanza occorre una
quantità di carica elettrica q pari a
Q=neq — F