Le reazioni chimiche
• Come scrivere una reazione chimica e tipi principali
di reazione: sintesi, scomposizione, scambio semplice
e doppio
• Le leggi ponderali nella formazione dei composti
• La termodinamica delle reazioni
• La cinetica delle reazioni
• L’equilibrio chimico
Prerequisiti
Il laboratorio è inserito all’inizio dello studio delle reazioni chimiche
Con questa parte teorica vengono forniti agli studenti gli strumenti
indispensabili per affrontare lo svolgimento del laboratorio.
Inoltre, la parte teorica vuole essere un ripasso dei concetti acquisiti
fino a questo momento, attraverso un affascinante percorso storicoscientifico.
I prerequisiti sono:
- concetto di atomo, di mole e di molecola
- conoscenza dei legami
- conoscenza dei composti fondamentali (ossidi, acidi, idrossidi e sali)
- conoscenza delle leggi dei gas e degli stati solido e liquido
- possesso di nozioni preliminari sulla scrittura di una reazione e sui tipi di
reazioni chimiche più importanti (sintesi, scomposizione e scambio)
- esperienza propedeutica di laboratorio su comportamento, norme di
sicurezza, strumenti e pesate .
Cos’è una reazione chimica:
comprendere l’invisibile osservando il visibile
“Le reazioni chimiche consistono nell’unione e separazione
di atomi, che mantengono comunque la loro identità”
J. Dalton (Nuovo sistema di filosofia chimica - 1808)
Come arrivò a questa conclusione?
• Legge della conservazione della massa (A.L. Lavoisier)
• Legge delle proporzioni definite (J.L. Proust)
• Legge delle proporzioni multiple (J. Dalton)
Legge della conservazione della massa
(A.L. Lavoisier - 1789)
“La massa delle sostanze prodotte da una reazione
chimica è uguale alla massa delle sostanze reagenti”
Ossigeno + idrogeno  acqua
O2 + 2H2  2H2O
8g + 1g  9g
Idrossido di sodio + acido cloridrico  cloruro di sodio + acqua
NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl + H2O
20 g + 18 g
29 g + 9 g
Legge delle proporzioni definite
(J.L. Proust - 1799)
“In un composto, gli elementi che lo costituiscono sono
presenti secondo rapporti in peso costanti e definiti”
Proust verificò che riscaldando campioni di carbonato di rame di origine diversa,
se si partiva da 123,5 g di composto si ottenevano sempre 63,5 g di rame, 48 g di
ossigeno e 12 g di carbonio.
CuCO3  Cu(s) + 3/2O2(g) + C(s)
CuCO3  Cu(s) + 3/2O2(g) + C(s)
123,5g
PM (g/mol):
63,5 + 12 + (16x3)
123,5g / 123,5g/mol
oggi
1
Proust
1
100%
63,5g
48g
12g
63,5
32
12
63,5g / 63,5g/mol 48g / 32g/mol
12g / 12g/mol
1
1,5
63,5g / 123,5g
48g / 123,5g
12g / 123,5g
0,51
0,39
0,1
51%
39%
1
10%
indipendentemente dall’origine, la % in massa di ciascun
elemento è sempre la stessa
I rapporti di massa sono costanti e definiti
MgS  Mg(s) +
S(s)
Legge delle proporzioni multiple
(J. Dalton - 1808)
“Quando due elementi si combinano fra loro in differenti
proporzioni per formare composti diversi, le quantità di uno
che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno
fra loro in rapporti espressi da numeri interi e piccoli.”
C(s)
+
C(s)
+
2 O2

CO
O2

CO2
1/
ossigeno
2,66 / 1,33 = 2
La teoria di Dalton
1. La materia è formata da particelle piccolissime: gli atomi
2. Gli atomi sono inalterabili e indivisibili
3. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono uguali tra loro per
dimensione, massa e altre proprietà, mentre atomi di elementi
diversi hanno caratteristiche differenti
4. Le reazioni chimiche consistono nella unione e separazione di
atomi, che mantengono comunque la loro identità
5. Gli atomi di diversi elementi hanno la capacità di combinarsi tra
loro secondo differenti rapporti di massa, dando così luogo a
sostanze ogni volta diverse (“composti”). La massa di un composto
è data dalla somma delle masse degli atomi elementari che lo
costituiscono.
Dalton: il calcolo delle masse relative
La teoria di Dalton sembrava offrire la strada per il calcolo delle masse
specifiche di ciascun elemento, attraverso il confronto dei rapporti
multipli tra molte sostanze diverse.
La massa relativa di un atomo era teoricamente ottenibile prendendo
un elemento di riferimento uguale per tutti: Dalton scelse l’idrogeno.
Purtroppo, però, Dalton non poteva sapere che l’idrogeno
elementare non era composto da un solo atomo, ma era
una molecola biatomica (H2).
Sperimentalmente, quindi a volte i dati erano
discordanti.
Dalton: I dati discordanti
Rapporti numerici costanti, espressi da numeri piccoli e interi, erano stati annotati
anche da J.L. Gay-Lussac nelle reazioni tra gas. A differenza di Dalton, però,
questi rapporti numerici non riguardavano le masse, bensì i volumi occupati.
H2
+
Cl2

2HCl
“C’è un rapporto numerico costante tra i volumi ottenuti da
una reazione e quelli di partenza, indipendentemente dalle
quantità di volume di partenza.”
I dati discordavano con quelli di Dalton perché i volumi dei gas non
dipendono dalle masse delle particelle, ma dal loro numero.
Il volume e le particelle di un gas
(A. Avogadro – 1860)
Il torinese A. Avogadro sviluppò il problema giungendo ad un postulato:
“A parità di temperatura e pressione, la stessa quantità di particelle di un
gas, occupa lo stesso volume di una uguale quantità di particelle di un
gas diverso”
H2(g)
2g
n particelle
Cl2(g)
70 g
n particelle
HCl(g)
36 g
n particelle
Il volume occupato dai tre gas è lo stesso
J. Dalton vs A. Avogadro
Dalton si oppose alle teorie di Avogadro ma non riuscì a trovare la soluzione
del problema.
Osserviamo la sintesi dell’acido cloridrico:
H2
Per Dalton:
+
Cl2
2g
n particelle
1 volume
+
+
+
70 g
n particelle
1 volume
1 volume
+
1 volume

2HCl



72 g
n particelle
1 volume
I dati sperimentali:

2 volumi
Le molecole poliatomiche
(S. Cannizzaro – 1860)
La brillante soluzione che poteva far convivere allo stesso tempo la
teoria di Dalton e quella di Avogadro giunse dal siciliano Stanislao
Cannizzaro nel 1860, il quale fece i seguenti due postulati:
“Una molecola è la quantità più piccola di una sostanza che
ne conserva tutte le caratteristiche ed è formata da atomi
legati fra loro.”
“Sostanze fondamentali possono essere costituite da atomi
uguali, legati insieme a formare una molecola.”
Inoltre:
Si era aperta definitivamente la strada per il calcolo delle masse
relative degli atomi
S. Cannizzaro: le masse relative
Se, alla stessa temperatura e pressione, uguali numeri di molecole
di gas diversi, occupano la stessa quantità di volume,
allora
la differenza in peso esistente tra gas diversi che occupano uguali
quantità di volume, rappresenta la proporzione reale esistente tra
le masse specifiche delle molecole di questi due gas
H2
O2
- Assunto come 1 unità la massa
dell’atomo di H;
- accettata come 2 unità la massa
della molecola H2;
- tutti gli altri gas potevano essere
considerati come multipli di 1 unità
La formulazione di una reazione chimica
Ancora oggi, qualunque reazione viene scritta sulla base del principio
di Lavoisier della conservazione della massa
Pertanto:
- a sinistra e a destra di una reazione, gli atomi uguali che compaiono
devono essere sempre in egual numero
- calcolando le masse dei composti di partenza (reagenti), la loro
somma deve essere uguale alla somma delle masse dei composti
prodotti dalla reazione (prodotti)
Ad es. nella seguente reazione di salificazione del magnesio:
Mg
+
H3PO4

3Mg + 2H3PO4

72,9 g
=
+
222,2 g
Mg3(PO4)2 + H2
Mg3(PO4)2 + 3H2
289,1 g
6g
L’operazione di bilanciamento stechiometrico si esegue appunto per soddisfare
questa legge ponderale:
I rapporti stechiometrici
Per qualunque reazione stechiometricamente bilanciata è possibile conoscere le
masse minime di composti che possono far avvenire la reazione.
È sufficiente calcolare quante moli corrispondono ad una certa quantità in grammi
di un composto, e ricavare proporzionalmente le moli degli altri reagenti.
Es.
Quanto Mg mi serve per produrre 10 litri di idrogeno a condizioni normali?
3Mg + 2H3PO4

Mg3(PO4)2 + 3H2
PV
1 atm x 10 litri
moli H2 = —— = ———————— = 0,41 moli
RT
0,0821 x 298 K
Se 3 moli di H2 vengono prodotte da 3 moli di Mg, allora 0,41 moli di H2
richiedono 0,41 moli di Mg.
1 mole di Mg pesa 24,3 g, quindi 0,41 moli sono 9,96 g di sostanza