Chimica Inorganica - reazioni chimiche, soluzioni, stechiometria

Reazioni chimiche

Le reazioni chimiche si bilanciano: cariche, atomi, energia.

Si indica lo stato in cui si trovano le sostanze.

Freccia di reazione

La freccia di reazione può essere:

• → Solo una direzione.
• ⇄ Entrambe le direzioni.
• ⥧ Entrambi i sensi, ma uno è più favorito.
• ⇆
• ⟺
• ← Reazione che coinvolge solo qu e^-.
• 1)_2,3 Più reazioni che avvengono una dopo l'altra.

es. 1) +H⁺ 2) +H₂O → → es_f Q ⇌ Δ ⟺ hν ⟺ E ⟺ enzima ⟺ e. electrical calore ↳ serve luce (fotoni) cat. catalizzatore.

Tipi di reazione

• Sintesi A + B → C ↳ elementi o composti più semplici C + O₂ → CO₂.
• Decomposizione C → A + B.

Reazioni chimiche

Si bilanciano: cariche atomi energia.

Si indica lo stato in cui si trovano le sostanze.

La freccia di reazione può essere:

• → Solo una direzione.
• ⇌ Entrambe le direzioni.
• ⇋ Entrambi i sensi, ma uno è più favorito.
• ↛’→ Reazione che coinvolge solo gas e^-.
• →→ Più reazioni che avvengono una dopo l’altra.

es: 1) +H⁺ 2) +H₂O.

→ → → es: Δ hν E enzima calore serve luce (fotoni) ↔ electrical cat. catalizzatore.

Tipi di reazione

Sintesi A+B → C → elementi o composti più semplici C+O₂ → CO₂.

Decomposizione C → A+B.

Bilanciamento reazioni

C₄H₁₀ + ¹³⁄₂O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O.

Si può moltiplicare per 2.

2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O.

Metatesi, scambio di ioni

Metatesi (scambio di ioni).

Be(NO₃)₂ + 2 NaF → BeF₂ + 2 NaNO₃ (aq).

Si indicano gli ioni che partecipano effettivamente alla reazione.

Be²⁺ + 2 F^- → BeF₂.

Acido-base

Acido-base sono praticamente istantanee.

Non è sempre così (es proteine).

Definizione

Arrhenius: acido → libera H⁺ (in H₂O) base → libera OH^-.

Brønsted: acido → cede H⁺ in qualsiasi condizione base → accetta H⁺.

Lewis: acido → accetta doppietto elettronico base → cede.

L'acido per essere tale deve avere esterna una base.

HA + B ↔ A^- + BH⁺ acido acido base base c'è acido → cede H⁺ per donarlo ad A^- coniugati coniugati.

Un acido e una base non possono coesistere.

L'acido e la base coniugata possono coesistere (formeranno sistemi tampone).

Ci sono alcuni composti che reagiscono come acidi o basi a seconda delle condizioni.

CH₃OH + HCl ⇌ CH₃OH₂⁺ + Cl⁻ si comporta da base.

CH₃OH + OH⁻ ⇌ CH₃O⁻ + H₂O si comporta da acido.

Si dice che ha comportamento anfotero.

CH₃OH + CH₃OH ⇌ CH₃O₂H₂⁺ + CH₃O⁻.

Un altro esempio è l'acqua.

18/10/2020.

Come si indica un acido

HA acido debole (poco dissociato in H₂O).

HX acido forte.

H₂X acido debole diprotico.

H₂X acido forte diprotico.

Gli ossidi dei metalli, che hanno bassa elettronegatività, sono basici, mentre quelli dei non metalli sono acidi.

Ce₂O apre più acido.

Ce₂O₇ apre molto più acido Ce₂O₇ + H₂O → 2HCeO₄.

Esempio

Be → Be²⁺ → ha perso gli orbitali 2s → nuvola elettronica ristretta.

Quando forma Be(OH)₂ avrà caratteristiche anfotere.

Be(OH)₂ + 2H⁺ → Be²⁺ + 2H₂O.

Be(OH)₂ + 2OH⁻ → [Be(OH)₄]²⁻.

Al(OH)₃ + 3H⁺ → Al³⁺ + 3H₂O Al(OH)₃ + OH⁻ → [Al(OH)₄]⁻.

L'alluminio Al³⁺ ha un rapporto carica/raggio uguale a quello di Be²⁺.

Reazioni redox

Le reazioni redox possono essere molto veloci o molto lente.

Possono essere reversibili o irreversibili.

Ci deve essere 1 o + elettroni che passano da un elemento a un altro.

Riducente = cede e^- = si ossida (aumenta n. ox).

Ossidante = accetta e^- = si riduce (si riduce n. ox).

Si bilanciano: atomi, cariche e scambiano.

Metodo delle semireazioni

Le specie in forma monoatomiche hanno n. ox = 0.

Le molecole costituite da più atomi uguali hanno n. ox = 0.

Le molecole cariche hanno n. ox = carica.

N₃^- n. ox N = -1/3 n. ox I₂ = 0.

I₃^- n. ox I = -1/3.

La sommatoria dei n. ox di una molecola neutra deve essere = 0.

carica = carica +4 -1 +6 -2 +3 +5 +2 0.

CF₄ UF₆ PF₃ OF₂.

+3 -2 +6 -2 -1 -2 +1 +4 +1 -2 +1 -2 -1 -> -1 -2 +1.

CO₂ SO₂ CO₂ NH₂OH NO₂ N₂O₄ CH₃OH.

+3 +2 -2 +2 +3 +3 -3 +3 +4 NO₂ S₂O₃^2- FeO [Re(OH)₄^-] PO₄^3- HPO₃ S₂O₈^2- +2.5 -2 S₄O₆^2- FeC₂O₄^3- NH₄ Co(HPO₄)₂ 2H₂O^2-.

NH₄ Co(HPO₄)₂.

-1 +1 C₆H₆₆.

Nelle redox deve esistere un ossidante e un riducente.

Ce⁺⁴ + 1e^- → Ce⁺³ x 5.

5Ce⁴⁺ + 5e^- → 5Ce³⁺.

Bilancio gli e^-.

Ce⁺⁴ + e^- → Ce⁺³ + 5e^- + 5H⁺.

Bilancio gli atomi con H₂O.

Bilancio le cariche con H⁺ in ambiente basico con OH^-.

5Ce⁴⁺ + NH₃ + H₂O → 5Ce⁺³ + NO + 5H⁺.

Se voglio scriverla in forma molecolare.

5CeO₄ + NH₃ + H₂O → 5CeO₃ + NO + 5H⁺.

O₂ + NO → N₂O₅.

4H⁺ + O₂ + 4e^- → 2H₂O.

x 3 12H⁺ + 3O₂ + 12e^- → 6H₂O.

2NO + 3H₂O → N₂O₅ + 6e^- + 6H⁺ x 2.

4NO + 6H₂O → 2N₂O₅ + 12e^- + 12H⁺.

3O₂ + 12H⁺ + 4NO + 6H₂O → 2N₂O₅ + 6H₂O + 12H⁺.

3O₂ + 4NO → 2N₂O₅.

+3 -2 -1/3 +2.5.

3NO₂ + 10S₂O₃^2- + 12H⁺ → 1N₃^- + 5S₄O₆^2- + 6H₂O N si riduce (+3 → -1/3) S si ossida (+2 → +2.5).

12H⁺ + 3NO₂ → 10e^- N₃^- + 6H₂O.

2S₂O₃^2- → S₄O₆^2- + 2e^- x5.

10S₂O₃^2- → 5S₄O₆^2- + 10e^-.

+7 +3 -1 +5 3-2.

MnO₄^- + 3HPO₃ + OH^- → 2MnO₂ + 3PO₄^3- + 2H₂O.

Mn si riduce (+7 → +4) P si ossida (+3 → +5).

2H₂O + MnO₄^- + 5e^- → MnO₂ + 4OH^- x 2.

HPO₃ + 3OH^- → PO₄^3- + 2e^- + 2H₂O x 3.

Stechiometria

19/10/2021.

+6 +6 +3.

3SO₂ + Cr₂O₇^2- + 8H⁺ → 3SO₃ + 2Cr³⁺ + 4H₂O.

1g di Na₂Cr₂O₇.

Quanti grammi e quante moli servono di SO₂.

Quante moli Cr³⁺ si formano.

mol H⁺ necessarie.

• Bilanciare la reazione.
• Mol Cr₂O₇^2- = m / PM = 1g / 262,9 g/mol = 0,00382 mol = 3,82 mmol.

mol SO₂ = 3,82 mmol • 3 / 1 = 1,146 • 10^-2 mol.

mol Cr³⁺ = 3,82 • 10^-3 mol • 2 / 1 = 7,64 • 10^-3 mol.

mol H⁺ = 3,82 • 10^-3 mol • 8 / 1 = 30,56 • 10^-3 mol.

La reazione è avvenuta in ambiente acido con acido solforico. Si forma solfato di cromo (III). Quanti grammi se ne sono formati?

2Cr³⁺ + 3SO₄^2- → Cr₂(SO₄)₃.

mol Cr³⁺ = 7,64·10^-3 mol.

mol Cr₂(SO₄)₃ = 1/2 · 7,64·10^-3 mol = 3,82·10^-3 mol.

mv Cr₂(SO₄)₃ = 3,82·10^-3 mol·392 g/mol = 1,49 9.

X₄ proteina PM = 60 kDa 0,1 5 mg dissocia? quanto sono le moli di monomero?

X₄ → 4X.

mol X₄ = mv / PM = 5·10^-7 g / 60·10³ Da = 8,3·10^-9 mol = 8,3 n mol.

mol X = mol X₄ 4/1 = 8.3 n mol 4 = 33.2 n mol.

1 mmol NH₄ procede al 30%.

2NH₃ → N₂ + 3H₂.

Quante sono le moli finali?

2NH₃ N₂ 3H₂.

Inizio 1 mmol.

Fine reale 0,7.

Se ne consuma il 30 %.

0,3 (0.5)(1.5) 0,3.

Δ30% 30 %.

2NH₃ inizio fine iniziale quello che si converte x coeff stechiometria.

5Ce⁺⁴ + 2MnO₄^- + 6H⁺ → 5CeO + 2Mn⁺² + 3H₂O.

0,6 mmol Ce^-.

0.5 mmol HMnO₄.

Qual è il reagente in difetto / eccesso?

limita la quantità al prodotto.

Se Ce^- fosse in difetto quanto MnO₄ servirebbe?

mol MnO₄ = ²/₅ × 0,6 × 10^-3 mol = 0,24 × 10^-3 mol.

Ce^- è in difetto (0,24 < 0,5).

mol CeO^- = 0,6 mmol × ⁵/₅ = 0,6 mmol.

mol Mn²⁺ = 0,6 mmol × ²/₅ = 0,24 mmol.

mol MnO₄ = 0,5 mmol – (0,6 mmol × ²/₅) = 0,26 mmol.

mol H⁺ = 0,6 mmol × ⁶/₅.

⁺⁵BrO₃^- + 5 Br^- + 3 H₂O → 3 Br₂ + 6 OH^-.

0,1 mol BrO₃^-.

0,22 mol Br^-.

Br₂ = ?

Reagente limitante.

mol BrO₃^- = 0,22 mol ₁/₅ = 0,1044 mol.

mol Br₂ = 0,22 mol ₃/₅ = 0,132 mol.

Analisi elementare

Analisi elementare CHN rapporto f =.

Ricavato sperimentalmente x combustione.

Esempio: C₈H₉N₂O₂ PM = 174 g/mol % C = 55,17% % H = 10,34% % N = 16,09% % O = 18,39%.

N = ^{14,9\text{g/mol}}⁄_0,1609 = 2.

O = ^{14,9\text{g/mol}}⁄_0,1839 = 2.

C₃H₇O N % O = 21,90% % C = 49,30% % H = 9,60% % N = 19,20%.

PM = 73 g/mol.

Immaginiamo di prendere PM ipotetico = 100 g/mol.

mO = 21,90 g/mol ⁄ 16 g/mol = 1,369.

mC = 49,30 g/mol ⁄ 12 g/mol = 4,108.

mH = 9,60 g/mol ⁄ 1 g/mol = 9,60.

mN = 19,20 g/mol ⁄ 14 g/mol = 1,37.

Divido x il risultato minore.

O = ^1,369⁄_1,369 = 1.

C = ^4,108⁄_1,369 = 3.

H = ^9,60⁄_1,369 = 7.

N = ^1,37⁄_1,369 = 1.

Se il risultato è ancora un numero con la virgola, si moltiplica x 2.

Se il PM fosse 219 g/mol (73 x 3) si moltiplicherebbe tutto x 3.

Soluzioni

Concentrazione molare = mol A / V soluzione.

[mol / L] = M.

Generalmente si usano sottomultipli:

• mM = 10^-3 M.
• μM = 10^-6 M.
• nM = 10^-9 M.

Esempio con Fe e H₂SO₄

Fe⁰ + 3 H⁺ → Fe³⁺ + 3/2 H₂.

0,5 g di Fe.

H₂SO₄ 0,05 M.

V = ? di una soluzione H₂SO₄ 0,05 M necessaria per reagire 0,5 g di Fe.

moli Fe = 0,5 g / 55,8 g/mol = 8,96 · 10^-3 mol.

moli H⁺ = 8,96 · 10^-3 · 3/1 = 2,69 · 10^-2 mol.

moli H₂SO₄ = 0,0269 mol : 2 = 0,0135 mol.

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-.

V_H2SO4 = 0,0135 mol / 0,05 mol/L = 0,269 L = 269 ml.

Esempio con solfato di alluminio

5 mg di solfato di alluminio. Lo sciolgo in 100 ml di H₂O, prelevo poi 10 μl e porto a 50 ml. Qual è la [Al³⁺].

Al₂(SO₄)₃.

PM = (27 × 2) + 3 (32 + 48) = 294 g/mol.

^{5 · 10-3 g}/_{294 g/mol} = 1.7 · 10^-5 mol.

mol Al³⁺ = 1.70 · 10^-5 · 2 = 3.40 · 10^-5 mol.

[Al³⁺]₁ = ^{3.40 · 10-5 mol}/_{0.1 l} = 3.40 · 10^-4 M.

mol Al³⁺ = ^{3.40 · 10-4 mol}/_L · 10 · 10^-6 L = 3.40 · 10^-9 mol.

[Al³⁺] = ^{3.40 · 10-9 mol}/_{0.05 L} = 6.8 · 10^-8 M = 68 nM.

Oppure.

M₁V₁ = M₂V₂.

3,40 · 10^-4 M · 10 μl = ? · 50 ml.

Esempio con HRP

(dati iniziali) [HRP] = 10 μM.

PM = 43 kDa.

V = 10 ml.

Mi servono 1 ml di soluzione 34 nM.

mol HRP = 34 · 10^-9 mol/L · 10^-3 L = 34 · 10^-12 mol.

V = ^mol/_mol/L = ^{34 · 10-12 mol}/_{10^-5 M} = 3,4 μl.

Esempio con Pr³⁺

10 μM PrCl₃ 30 ml.

20 μM Pr(H₂PO₄)₃ 5 ml.

15 μM Pr₂(SO₄)₃ 10 ml.

V_f = 30 + 5 + 10 = 45 ml.

mol Pr³⁺ = 10 · 10^-6 · 3 · 10^-2 = 3 · 10^-7 mol.

mol Pr³⁺ = (20 · 10^-6 · 5 · 10^-3) · 2 = 2 · 10^-7 mol.

mol Pr³⁺ = (15 · 10^-6 · 10 · 10^-2) · 2 = 3 · 10^-7 mol.

[Pr³⁺] = (3 + 2 + 3) · 10^-7 / 0,045 L = 1,8 · 10^-5 M.

Esempio di titolazione

0,138 g Na₂S₂O₃ titolati con [ I₃]^- = 0,005 M.

V al punto di equivalenza?

2 S₂O₃^2- + I₃^- → S₄O₆^2- + 3 I^-.

mol Na₂S₂O₃ = ^{0,138 g} / 248.2 = 8,43 · 10^-4 mol.

mol I₃^- = 8,43 · 10^-4 mol · ^1/2 = 4,13 · 10^-4 mol.

V_eq = ^{4,13 · 10-4 mol} / 0,005 M = 8,7 · 10^-3 L = 8,7 ml.