LE REAZIONI CHIMICHE
Le trasformazioni subite dalle sostanze durante una reazione chimica
possono essere descritte in maniera esauriente mediante le equazioni di
reazione. Queste non sono altro che delle semplici equazioni matematiche
dove al posto dei numeri abbiamo dei composti chimici.
REAGENTI → PRODOTTI
Le equazioni di reazione
Na + H2O → NaOH + H2
Equazione scheletro
BILANCIAMENTO
Stato fisico dei composti
Na + H2O → NaOH + H2
Coefficienti stechiometrici
2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2 (g)
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
Equazione chimica
(s): solido; (l): liquido; (g): gas; (aq): soluzione acquosa
Attenzione!!! Non si dovrà mai tentare di bilanciare un’equazione
chimica alterando i pedici delle formule in quanto in questo modo
andremmo a modificare i composti che reagiscono o che si formano.
Tipi di reazioni
Q
Le reazioni chimiche possono essere di due
tipi:
–
–
le reazioni acido-base che sono quelle nelle quali
gli elementi presenti nei reagenti conservano il
loro stato di ossidazione anche nei prodotti
le reazioni redox nelle quali dai reagenti ai
prodotti cambia lo stato di ossidazione di
almeno due degli elementi.
Bilanciamento acido-base
Q
Q
Q
Q
Bilanciare alla fine ossigeno ed idrogeno
Bilanciare per primo l’elemento che compare nel
minore numero di formule.
Bilanciare per ultimo l’elemento che compare nel
massimo numero di formule.
Dopo ogni aggiunta di un coefficiente
stechiometrico verificare gli elementi già bilanciati
ed in caso di necessità ribilanciarli.
1
Esempio
Esempio
Q Reagenti
–
–
Na2CO3 + HNO3 → CO2 + H2O + NaNO3
Carbonato di Sodio
Acido Nitrico
(Na)
(C)
(N)
(H)
(O)
Q Prodotti
–
–
–
Anidride Carbonica
Acqua
Nitrato di Sodio
Ordine bilanciamento: Na, C, N, H, O
Na2CO3 + HNO3 → CO2 + H2O + 2 NaNO3
Na2CO3 + HNO3 → CO2 + H2O + 2 NaNO3
Na2CO3 + 2 HNO3 → CO2 + H2O + 2 NaNO3
Na2CO3 + 2 HNO3 → CO2 + H2O + 2 NaNO3
Na2CO3 + 2 HNO3 → CO2 + H2O + 2 NaNO3
Na2CO3 + 2 HNO3 → CO2 + H2O + 2 NaNO3
Esempio
Esempio
HClO4 + K3AsO4 → KClO4 + H3AsO4
Q Reagenti
–
–
Ortoarseniato di Potassio
Acido Perclorico
Q Prodotti
–
–
Acido Ortoarsenico
Perclorato di Potassio
(Cl)
(K)
(Cl)
(As)
(H)
(O)
Ordine bilanciamento: Cl, K, As, H, O
HClO4 + K3AsO4 → KClO4 + H3AsO4
HClO4 + K3AsO4 → 3 KClO4 + H3AsO4
3 HClO4 + K3AsO4 → 3 KClO4 + H3AsO4
3 HClO4 + K3AsO4 → 3 KClO4 + H3AsO4
3 HClO4 + K3AsO4 → 3 KClO4 + H3AsO4
3 HClO4 + K3AsO4 → 3 KClO4 + H3AsO4
3 HClO4 + K3AsO4 → 3 KClO4 + H3AsO4
Le Reazioni Redox
Q
Q
Le reazioni di ossido-riduzione coinvolgono
invece un cambiamento nel numero di
ossidazione dai prodotti ai reagenti che può
essere visto come un trasferimento di
elettroni da un elemento ad un altro
In queste reazioni vi è quindi un elemento
che perde formalmente elettroni ed un
elemento che ne acquista.
Le Reazioni Redox
Q
Q
L’elemento che perde elettroni si OSSIDA
(riducente)
L’elemento che li acquista si RIDUCE
(ossidante)
–
La perdita degli elettroni da parte di un
elemento deve essere sempre accompagnata
dall’acquisto di elettroni da parte di un altro
elemento ed il numero degli elettroni persi
dall’uno deve essere sempre uguale al numero
degli elettroni acquistati dall’altro.
2
Le Reazioni Redox
Q
Q
In una reazione redox è quindi necessario
stabilire prima di tutto quali sono gli
elementi che modificano in loro numero di
ossidazione durante la reazione
Il bilanciamento della reazione si basa
prioritariamente sull’uguaglianza degli
elettroni persi dalla specie che si ossida
con gli elettroni acquistati dalla specie che
si riduce.
Bilanciamento reazioni
Q
Q
Q
Q
Q
Q
Attribuzione N.O.
Determinazione elementi che cambiano N.O. da
sinistra a destra
Determinazione elettroni persi o acquistati
Bilanciamento elettroni persi e acquistati
Trasferimento coefficienti bilanciamento
elettroni
Completamento bilanciamento secondo legge di
massa e carica
Esempi
Q
Q
Acido nitrico + cloruro ferroso + acido
cloridrico → ossido di azoto(II) + cloruro
ferrico + acqua
Permanganato di potassio + bromuro di
potassio + acqua → biossido di
manganese(IV) + bromato di potassio +
idrossido di potassio
Esempi
Q
Q
Alluminio + nitrato di argento →
nitrato di alluminio + argento
Solfato ferroso + permanganato di
potassio + acido solforico → solfato di
manganese(II) + solfato ferrico +
solfato di potassio + acqua
Reazioni in forma ionica
Q
Q
Quando la reazione avviene in soluzione acquosa può essere
utile scrivere i composti che partecipano alla reazione
(reagenti e prodotti) nella forma reale in cui si trovano e
cioè, per alcuni di essi, in forma dissociata.
Per le reazioni redox si possono considerare dissociati in
soluzione acquosa tutti i composti di tipo ionico come:
–
–
–
–
Q
gli idrossidi
gli ossiacidi
gli idracidi
i sali
I composti che rimangono invece indissociati sono:
–
–
–
gli ossidi
i perossidi
I composti binari con l’idrogeno tranne gli idruri
Reazioni in forma ionica
Q
Per le reazioni acido-base dobbiamo
lasciare indissociati anche i composti ionici
poco solubili come:
–
–
–
gli idrossidi di tutti i metalli eccetto gli alcalini
i solfuri, i carbonati e i fosfati della maggior
parte dei metalli pesanti
i sali di argento e i solfati dei metalli alcalinoterrosi e di piombo
3
Reazioni in forma ionica
Q
Q
Quando dalla dissociazione di un composto
si formano più ioni uguali essi si scrivono
una sola volta in quanto la reazione è ancora
da bilanciare.
Una volta che i composti siano scritti in
forma ionica, si possono eliminare gli ioni
che compaiono sia a destra che a sinistra
perché evidentemente non partecipano
effettivamente alla reazione e sono quindi
detti ioni spettatori.
Esempio
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
K+
+ MnO4- + Fe2+ + SO42- + H+ + SO42- → Mn2+ + SO42- + Fe3+ + SO42- + K+ +
SO42- + H2O
MnO4- + Fe2+ + H+ + → Mn2+ + Fe3+ + H2O
Mn(+7)O(-2)4- + Fe(+2)2+ + H(+1)+ + → Mn(+2)2+ + Fe(+3)3+ + H(+1)2O(-2)
Mn(+7) + 5 e- → Mn(+2)
Fe(+2) → Fe(+3) + 1 emcm 5:1 ⇒ 5;
Mn ⇒ 5:5=1;
Fe ⇒ 5:1=5
1 x [Mn(+7) + 5 e- → Mn(+2) ]
5 x [Fe(+2) → Fe(+3) + 1 e-]
e-, Mn, Fe ⇒ MnO4- + 5 Fe2+ + H+ + → Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
H, O ⇒ MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ + → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
Esempi
Q
Q
Cloro + idrossido di potassio →
ipoclorito di potassio + cloruro di
potassio + acqua
Solfuro di arsenico(III) + acqua
ossigenata + ammoniaca → arseniato di
ammonio + solfato di ammonio + acqua
Esempi
Q
Q
Esempi
Q
Q
Mercurio + acido nitrico + acido
cloridrico → cloruro di mercurio (II) +
ossido di azoto(II) + acqua
Dicromato di potassio + acido solforoso +
acido solforico → solfato di potassio +
solfato di cromo(III) + acqua
Cloruro ferroso + acqua ossigenata +
acido cloridrico → cloruro ferrico +
acqua
Solfato di manganese(II) + carbonato di
sodio + ossigeno molecolare → manganato
di sodio + anidride carbonica + solfato di
sodio
Esempi
Q
Q
Arsenico + ipoclorito di potassio +
idrossido di potassio → arseniato di
potassio + cloruro di potassio + acqua
Arsenito di potassio + bisolfuro di
potassio + clorato di potassio + acido
cloridrico → arseniato di potassio + zolfo
+ cloruro di potassio + acqua
4
Esempi
Q
Q
Manganato di potassio + acqua →
biossido
di
manganese(IV)
+
permanganato di potassio + idrossido
di potassio
Cloruro di iodio(III) + acqua → iodio +
acido iodico + acido cloridrico
Esempi
Q
Q
Permanganato di potassio + acido
solfidrico + acido solforico → solfato
di manganese(II) + solfato di potassio
+ zolfo + acqua
Nitrito di potassio + bromo + acqua →
nitrato di potassio + acido bromidrico
La stechiometria
Q
LA STECHIOMETRIA
Q
Q
Una volta che abbiamo imparato a descrivere in
modo appropriato le reazioni chimiche diventa
importante poter determinare le quantità di
reagenti e prodotti che partecipano a tali reazioni.
Per fare questo è necessario poter determinare le
masse molecolari dei composti che prendono parte
alle reazioni, in modo da poterne valutare le
quantità.
La stechiometria è infatti quella parte della
chimica che si occupa principalmente dei rapporti
quantitativi con cui le sostanze chimiche
reagiscono.
Esercizi
Peso molecolare
Il peso molecolare di un composto è la
massa media di una delle sue molecole,
calcolata sommando i pesi atomici degli
elementi presenti.
PM(H2O) =2 PA(H) + PA(O) = 2 x 1.008uma + 16.00uma = 18.02uma
Dove:
Q
Determinare la massa formula dei
seguenti composti:
–
–
–
–
Nitrato di ammonio
Iodato ferrico
Bicarbonato piomboso
Solfato rameico pentaidrato
12
1uma = Massa C =1.665x10− 24g
12
5
La mole
¾
¾
Abbiamo visto che nelle reazioni, i reagenti
reagiscono tra loro secondo rapporti tra il numero
di particelle e quindi di atomi o di molecole.
Per trovare il numero di atomi o molecole
contenute in una certa massa di sostanza
dovremmo trovare il peso molecolare in grammi
facendo:
N° atomi =
Massa
PM(uma) x 1.665x10-24g
La mole
¾
Un qualsiasi campione di una determinata
sostanza contiene però un numero di atomi
o di molecole molto elevato (ad esempio
2.15 g di idrogeno contengono 6.4 x 1023
molecole di H2): è stata quindi concepita
una unità per esprimere numeri di tale
ordine di grandezza e per rendere molto
più comodi i calcoli circa il numero di atomi
o di molecole nei campioni.
La mole
Questa unità di misura è la mole che viene usata
per esprimere quantità dell’ordine di grandezza
di 1024.
La mole
La mole viene definita come la quantità di
sostanza di un sistema che contiene un numero di
entità elementari pari al numero di atomi
presenti in 12 g esatti dell’isotopo 12 del
carbonio.
Poiché 1 atomo di 12C pesa 12 uma = 12 x (1.665 x 10-24 g)
numero di atomi di 12 C in 12 g =
12 g
= 6.022 x 10 23 atomi di 12C
12 x (1.665 x 10 −24 g)
Dove: uma = 1.665 x 10-24 g
Numero di Avogadro
Vale a dire che una mole corrisponde a
6.022 x 1023 unità
unità
di qualsiasi cosa
Il numero 6.022 x 1023 viene chiamato
numero di Avogadro, NA
La mole
Per ottenere 1 mole di qualsiasi elemento si deve
pesare una massa in grammi pari al suo peso atomico
espresso in uma.
Ponendo che il peso atomico dell'elemento sia
x uma, il numero di atomi contenuti in un
campione di massa x g di quell’elemento è:
numero di atomi =
xg
xg
1
=
=
= 6.022 E23
x uma x (1.66 E-24 g) 1.66 E-24
Dove: uma = 1.665 x 10-24 g
6
Massa Molare
La massa di una mole di atomi di un elemento
(o di un composto) viene detta massa molare
dell’elemento: se sulla tavola periodica il peso
atomico di un elemento è
x uma, la sua massa molare sarà x g/mole:
La massa molare costituisce la base per
l'impostazione del fattore di conversione tra
massa di un campione e numero di moli. Per
esempio, poiché il peso atomico del magnesio è
24.31 uma, la sua massa molare sarà 24.31
g/mole e poiché la massa molare corrisponde al
peso di una mole di atomi di magnesio, per
trovare quante moli di magnesio sono contenute
in 100 g di magnesio basterà fare:
massa molare (g/mole) = peso atomico (uma)
moli di Mg =
g di Mg
100 g
=
= 4.11 moli
massa molare Mg
24.32 g/mole
Esercizi
A quante moli corrispondono 7.22 g di
idrogeno gassoso ?
Q A quante moli corrispondono 9.73 x
1023 molecole di acqua o di ossido
rameico ?
Q
Generalizzando:
moli=
peso (g)
massa
=
massa molare (g/moli) peso molecolare
Calcolo dei prodotti o dei
reagenti
Q
Utilizzando le moli è possibile calcolare la quantità
di un prodotto che si forma o la quantità di un
reagente che deve reagire in una reazione.
aA + bB → cC + dD
Q
Se conosco la quantità di A posso trovare la
quantità di B, C o D semplicemente applicando i
coefficienti stechiometrici alla quantità espressa
in moli.
moli C = moli A
c
a
moli B = moli A
b
a
moli D = moli A
Calcolo dei prodotti o dei
reagenti
Q
Dobbiamo fare attenzione al fatto che i
coefficienti stechiometrici si determinano in base
al numero degli atomi e quindi sono riferibili alle
molecole o a un numero costante di molecole e
quindi alle moli, ma non sono riferibili alle masse
perché le masse degli atomi sono diverse tra atomi
diversi.
d
a
7
Calcolo dei prodotti o dei
reagenti
Reagente limitante01.mov
Q
Q
Q
Q
Q
Q
ReagenteLimitante02.mov
Considerando la reazione:
Carbonato di sodio + acido nitrico → anidride
carbonica + acqua + nitrato di sodio
Na2CO3 + 2 HNO3 → CO2 + H2O + 2 NaNO3
Dovendo calcolare la quantità di CO2 prodotta nella
reazione se si mettono a reagire 10 moli di HNO3,
dobbiamo fare:
moli CO2 = moli HNO3 x 1 / 2 = 10 / 2 = 5 moli
dato che il coefficiente di CO2 é 1 e il coefficiente
di HNO3 è 2.
aA + bB → cC + dD
moli C = moli A
c
a
moli B = moli A
b
a
moli D = moli A
Q
Reagente limitante
e in eccesso
ReagenteLimitante.exe
Nel caso in cui i reagenti NON siano nel giusto
rapporto stechiometrico, la quantità dei prodotti
deve essere calcolata sul reagente in difetto.
aA + bB → cC + dD
Se moli B > moli A
c
moli C = moli A
a
b
a
e
A è in difetto
d
moli D = moli A
a
Se moli B < moli A
c
moli C = moli B
b
b
a
e
B è in difetto
moli D = moli B
d
b
d
a
Reagente limitante e in
eccesso
Rendimento
ReagenteLimitante.mov
aA + bB → cC + dD
resa = (nC,f/n*C) 100
Rapporto tra le moli di C che si formano e le moli di
C che si formerebbero che tutto il reagente A si
trasformasse completamente.
Na2CO3 + 2 HNO3
10moli
10/1=10
→
15moli
CO2 + H2O + 2 NaNO3
nC,f = numero di moli di C che si sono formate
n*C = numero di moli di C teoriche che si formerebbero se tutto
il reagente A si trasformasse completamente = moli A(c/a)
Q
Q
15/2=7.5
Rendimento o resa
Equivalenti e peso equivalente
Q
Na2CO3 + 2 HNO3
15moli
15/2=7.5
15
→
CO2 + H2O + 2 NaNO3
7.5x1=7.5
Se la resa è dell’80%:
7.5x80/100=6 moli
--------------------------------------------------------10moli
10/1=10
10x2=20moli
Se la resa è dell’80%:
20/80x100=25moli
Q
Q
Abbiamo visto quindi che per effettuare i calcoli
stechiometrici relativi ad una reazione è necessario
prima di tutto conoscere la reazione e bilanciarle per
trovare i coefficienti stechiometrici sui quali basarci
per trovare i rapporti molari tra prodotti e reagenti.
In alcuni casi questo non è necessario ma è sufficiente
conoscere il comportamento dei reagenti e dei prodotti
che ci interessano nell’
nell’ambito di una certa reazione.
Questo può essere fatto con l’l’uso degli equivalenti e
del peso equivalente.
8
Equivalenti e peso equivalente
Q
Q
L’equivalente è quella porzione di mole di
una certa sostanza che reagisce sempre in
rapporto 1 a 1 con tutti gli altri composti
che partecipano alla reazione.
Per trovare gli equivalenti contenuti in una
certa massa di una sostanza è necessario
conoscere il “numero di equivalenza”
equivalenza” z che
dipende dalla sostanza in esame e dal tipo
di reazione alla quale partecipa.
Numero di equivalenza
• Il numero di equivalenza z di una specie
dipende dalla reazione a cui la sostanza stessa
partecipa.
–
–
–
Per un acido o una base, z è uguale al numero di
protoni o di ossidrili scambiati dalla specie.
Per un sale che si dissocia, z è uguale al numero di
cariche di segno uguale che si formano dalla
dissociazione della specie.
Per un ossidante o un riducente (reazione REDOX), z
è uguale al numero di elettroni ceduti o acquistati
dalla specie.
Esercizi
Equivalenti e peso equivalente
Q
Per trovare il numero di equivalenti basterà
quindi moltiplicare il numero di moli per tale
numero z, o dividere la massa in grammi della
sostanza per il Peso Equivalente (Eq) che non è
altro che il peso della porzione di mole di una
sostanza che reagisce, come già detto, in
rapporto 1:1 con le altre sostanze e che si
trova quindi dividendo il Peso Molecolare (M)
per il numero di equivalenza (z).
eq = z • moli
Eq=
M
z
eq=
Data la reazione:
Iodio + acido nitrico -> Acido iodico +
biossido di azoto (IV) + acqua
Calcolare la resa della reazione sapendo
che da 75,4 g di iodio sono stati
ottenuti 85,3 g di acido iodico.
massa
PEq
Esercizi
Calcolare quanti grammi di fosfato di
calcio si ottengono a partire da 100 g di
idrossido di calcio e da 300 g di acido
fosforico, sapendo che nella reazione si
forma anche acqua.
Utilizzare gli equivalenti
Esercizi
•
Data la reazione:
Anidride solforosa + ossigeno + acqua → acido solforico
Calcolare i grammi di acido solforico che si possono ottenere
a partire da 10 moli di anidride solforosa e 5 moli di
ossigeno.
•
Data la reazione:
Ammoniaca + permanganato di potassio Æ nitrato di potassio
+ biossido di manganese(IV) + idrossido di potassio + acqua
Calcolare i grammi biossido di manganese che si formano a
partire a 1 mole di ammoniaca sapendo che la resa della
reazione è del 95 %.
Utilizzare gli equivalenti
9