Appunti completi del corso di Chimica

CAPITOLO 4 PRINCIPALI CLASSI DI REAZIONI CHIMICHE

-Principali tipi di reazioni chimiche (Sintesi, Dissociazione, Combustione, Precipitazione, Acido-

Base, Ossidoriduzione (Redox)

Le reazioni chimiche possono essere di diversi tipi:

I) Reazioni di Sintesi o Formazione: le reazioni di sintesi o formazione, come è intuibile

dal nome, portano alla formazione di un generico composto. Questo tipo di reazione

→

può essere schematizzato nella seguente forma: A + B AB;

II) Reazioni di Dissociazione: anche qui, come intuibile dal nome, questa classe di

reazione è l’inverso della precedente in quanto un composto iniziale si dissocia in più

→

elementi e/o composti. Schematizziamo la reazione: ABC AB + C;

III) Reazioni di Combustione: questa classe di reazioni sono caratterizzate da una molecola

che reagisce con l’Ossigeno molecolare O2 per dare come prodotti Diossido di Carbonio

ed Acqua;

IV) Reazioni di Precipitazione: le reazioni di precipitazione sono delle reazioni in cui nello

stato iniziale abbiamo due composti in soluzione miscelati, successivamente la reazione

è definita di precipitazione se passato del tempo o grazie a degli strumenti è possibile

osservare del precipitato solido sul fondo;

V) Reazioni Acido-Base

VI) Reazioni di Ossidoriduzione: le reazioni di ossidoriduzione, dette anche Redox, sono

una classe di reazione alquanto particolare; in esse, infatti, vengono coinvolti i

fenomeni di ossidazione e di riduzione secondo cui, rispettivamente, un elemento

perde elettroni ed un altro li acquista. 19

-Le reazioni di ossidoriduzione ed il numero di ossidazione

Cosa accade al numero di ossidazione a seconda di un’ossidazione (aumenta) o di una

riduzione(diminuisce)

Nelle reazioni di ossidoriduzione è centrale il concetto di numero di ossidazione (indicato per

semplicità con N.O.), questo infatti è fondamentale per comprendere quali atomi coinvolti in una

reazione si ossidano o si riducono; infatti, quando un atomo si ossida il suo numero di ossidazione

aumenta mentre d’altra parte quando si riduce il N.O. diminuisce. In una reazione di

ossidoriduzione possiamo quindi definire un agente ossidante, cioè la specie chimica che acquista

gli elettroni dalla specie che si ossida; d’altra parte, l’agente riducente sarà la specie chimica che

cederà elettroni alla specie che si riduce.

In cosa consiste il Numero di Ossidazione? (carica nel caso di elettroni totalmente trasferiti

Un determinato numero di ossidazione (un numero intero) sta ad indicare la carica che un atomo

avrebbe se tutti i suoi elettroni non fossero condivisi ma totalmente trasferiti.

-Regole di Attribuzione Numeri di Ossidazione

Ci sono delle schematiche regole che ci permettono di attribuire un numero di ossidazione ad un

determinato elemento. Ve ne sono tuttavia 3 fondamentali su cui poi si reggono le altre:

Na

I) La forma elementare di un atomo presenta N.O. = 0 (es. ha come N.O. 0);

2 +

Na

II) Uno Ione monoatomico ha N.O. pari alla carica dello ione (es. ha come N.O. +1);

III) La somma dei N.O. in un composto deve dare come risultato 0, mentre negli ioni

poliatomici deve dare come risultato la carica dello ione.

Da questa tre regole fondamentali discendono ulteriori regole che si basano specificatamente su

determinati elementi e la posizioni che occupano nella tavola periodica:

I) Per il Gruppo 1A (1) (tranne l’idrogeno) N.O. = +1 in tutti i composti (esclusi atomi

come singoli elementi);

II) Per il Gruppo 2A (2) N.O = +2 in tutti i composti (esclusi atomi come singoli elementi);

III) Per l’Idrogeno N.O = +1 quando è in combinazione con i non-metalli (idracidi), invece

N.O. = -1 quando è in combinazione con i metalli (idruri) e con il Boro;

IV) Per l’Ossigeno N.O. = -1 nei Perossidi (due ossigeni legati covalentemente) mentre

N.O = -2 in tutti gli altri suoi composti;

V) Per il Gruppo 7A (17) (Alogeni) N.O. = - 1 in composizione con metalli e non metalli ad

altri alogeni che stanno in posizione inferiore nel gruppo. 20

-Bilanciamento Reazioni Redox con il metodo degli ioni formali

Come detto nel paragrafo precedente le reazioni di ossido riduzione detto anche Redox sono una

classe di reazione molto particolari. Vediamo in che modo è possibile bilanciare questo tipo di

reazioni impegnando un metodo detto degli ioni formali in cui entra in gioco anche il concetto di

Numero di Ossidazione, questo perché in una Redox alcuni elementi si ossidano ed altri si

riducono. Vediamo come bilanciare un’equazione Redox:

Passo 1 (Numeri di Ossidazione): Attribuire i numeri di ossidazione ad ogni elemento e verificare

quali aumentano e quali diminuiscono. Se l’elemento abbassa il suo numero di ossidazione allora

si riduce (acquista elettroni), se l’aumenta si ossida (perde elettroni).

Passo 2 (Semi reazioni ed elettroni): Si scrivono le semi reazioni di ossidazione e di riduzione

riguardanti gli elementi in questione. Una volta scritte questa si aggiunge o all’elemento iniziale

(reagenti) o all’elemento finale (prodotto), un determinato numero di elettroni . La cosa qui sta

nell’aggiungere elettroni ai reagenti quando l’elemento si riduce (acquista elettroni), mentre

aggiungiamo elettroni al prodotto quando l’elemento si ossida (perde elettroni).

Passo 3 (Moltiplicazione elettroni): Moltiplichiamo una semi reazione per il numero di elettroni

che abbiamo aggiunto all’altra e viceversa.

Passo 4 (Somma semi reazioni e semplificazione): Sommiamo le due ex semi reazioni ora

moltiplicate e, se abbiamo fatto i calcoli giusti eliminiamo gli elettroni in eccesso nei reagenti e nei

prodotti.

Passo 5 (Coefficienti nella equazione di partenza): Dal passo precedente si osserva il coefficiente

stechiometrico attribuito ad ogni elemento che inizialmente avevamo visto riducersi od ossidarsi e

moltiplichiamo la reazione di partenza per questo determinato coefficiente facendo attenzione

alla corrispondenza che vi deve essere tra i numeri di ossidazione. 21

-Bilanciamento di reazione di Ossidoriduzione con metodo Ionico-Elettronico

Un altro metodo per bilanciare delle reazioni REDOX è sicuramente quello del metodo ionico-

elettronico. Questo è un metodo molto utile nel momento in cui ci sono delle reazioni che

coinvolgono la presenza dell’Acqua. Precisiamo infatti che il metodo degli ioni formali è invece più

adatto nel caso di reazioni che avvengono a secco, cioè senza acqua. Anche il metodo ionico

elettronico segue delle schematiche regole di bilanciamento. Infatti:

-Passo 1 (Reazione in Forma Ionica Netta): Il primo passo del metodo di bilanciamento con

metodo ionico elettronico consiste nello scrivere la reazione in forma ionica netta; detto in altre

parole dobbiamo scindere in ioni i composti che vi si scindono. D’altra parte, sulla base di

quest’ultima affermazione, dobbiamo tener conto che vi sono alcuni composti (come, ad esempio,

gli acidi deboli o le basi deboli) che non si scindono in ioni dato che si dissociano solo parzialmente

e debolmente. Pertanto, al fine del bilanciamento della reazione questi si considerano indissociati.

Tra i composti che invece dobbiamo scindere in ioni sono ad esempio gli acidi forti (li dissoceremo

+ −

in e nell’anione corrispondente) o le basi forti (le dissoceremo in e nel catione

corrispondente) ma anche i Sali (sempre a seconda che questi siano Sali molto solubili o poco

solubili). Dobbiamo anche precisare che, gli ossidi, l’Acqua, il Perossido di Idrogeno ( ), gli

2 2

elementi, gli idruri e gli idruri metallici e le sostanze organiche si lasciamo scritte in forma

molecolare (non le tocchiamo). Una volta seguite queste schematiche regole possiamo procedere

a scrivere l’equazione chimica in forma ionica netta.

-Passo 2 (Eliminazione Ioni Spettatori che non cambiano numero di ossidazione): Una volta che

abbiamo scritto correttamente l’equazione in forma ionica netta è opportuno soffermarci su di

essa ed eliminare quelli che vengono definiti ioni spettatori, cioè quegli ioni “che non prendono

parte nella reazione”. È molto semplice individuarli, questi infatti sono gli ioni che non cambiano il

loro numero di ossidazione tra reagenti e prodotti (per fare un esempio elimineremo un generico

− − −

+ → 3 ).

Cloro che tra reagenti e prodotti si presenterà così:2

-Passo 3: Ci riscriviamo la nostra reazione più snella e più pulita non tenendo conto dei coefficienti

+

stechiometrici (ad esempio se abbiamo due se ne considera solo uno) in questo momento dato

che si riprenderà in considerazione ciò dopo.

-Passo 4: Il quarto passo coincide con l’assegnazione dei numeri di ossidazione alle specie che

compaiono nella nostra reazione riscritta in forma ionica netta. Le regole per assegnare i numeri di

ossidazione sono le stesse che abbiamo impiegato in altri ambiti qu ando ci sono servite. Ora,

tuttavia, dobbiamo solo fare attenzione al fatto che siamo in presenza di ioni le cui rispettive

cariche influenzeranno il numero di ossidazione che gli andremo ad assegnare, infatti ad esempio,

per degli ioni monoatomici il numero di ossidazione coincide con la carica stessa dello ione (per

2+ 2).

esempio N.O dell’ sarà D’altra parte, dovremmo fare attenzione anche agli ioni

poliatomici i cui numeri ossidazione degli elementi da cui sono formati dipenderanno dalle loro

cariche, infatti per un anione il numero di ossidazione sarà pari a quello originario sommato al

4− 4−

numero di elettroni in più che vi sono (ad esempio nell’ il numero di ossidazione dell’

−2 × 4 + 1 = −7 +7).

sarà e di conseguenza quello dell’ sarà Un discorso analogo varrà per i

cationi. 22

-Passo 5: Una volta che abbiamo individuato i numeri di ossidazione si osservano e mettono in

evidenza gli elementi che si ossidano e quelli che si riducono. Una volta fatto ciò ci si riconduce alle

regole descritte nel paragrafo precedente; pertanto, si riscriveranno le semireazioni di ossidazione

e di riduzione riferite al composto in cui è presente colui che si ossida o riduce e si interverrà sugli

elettroni delle semireazioni aggiungendoli o nei prodotti (ossidazione) o nei reagenti (riduzione)

delle semireazioni. Si noti come con questo passo abbiamo bilanciato la reazione dal punto di vista

degli elettroni. + −

(acido)

-Passo 6 (Bilanciamento delle semireazioni in carica con o (basico): Ora però,

potrebbe accadere che le due semireazioni non siano bilanciate dal punto di vista della carica e

cioè che, scritte queste risulti una non uguaglianza tra la carica di reagenti e prodotti.

Procederemo allora sfruttando un concetto fondamentale e cioè al fatto che siamo in pres