Appunti chimica: reazioni chimiche

DOPO, in questo caso senza alcuna difficoltà, imponendo il principio di conservazione

della massa elemento per elemento: dal numero di atomi di C e di H presenti in una

molecola di metano metteremo davanti ad anidride carbonica ed acqua i coefficienti

stechiometrici rispettivamente 1 e 2. A questo punto, per bilanciare O, occorrerà porre

davanti a O2 il coefficiente 2:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l)

→

iii. Spesso si preferisce, per completezza di informazione, specificare gli stati

d’aggregazione di reagenti e prodotti nelle condizioni di reazione.

iv. L’equazione ha senso e può essere scritta perché si tratta di un processo

sicuramente possibile e termodinamicamente favorito (è quella che utilizziamo

quotidianamente per scaldare acqua o cuocere vivande nella nostra cucina).

v. L’equazione chimica in genere non si cura di considerare gli aspetti cinetici, cioè se

la reazione è istantanea e ha luogo semplicemente mescolando i prodotti, oppure se

ha bisogno di essere “innescata” per poi procedere spontaneamente (come in questo

caso), oppure ancora se decorre lentamente nel tempo.

vi. una combustione avviene generalmente all’aria, che è una miscela che contiene

vari gas, tra cui principalmente N2 (poco meno dell’80%) ed O2 (circa il 20%). In altri

termini nell’ambiente di reazione è presente anche N2. Non partecipando però esso

alla reazione, non deve essere scritto nell’equazione corrispondente.

vii. perché la combustione sia completa e dia come prodotti CO2 e H2O la si conduce

in eccesso di ossigeno. In altri termini alla fine della reazione nel recipiente resterà,

oltre ai prodotti, anche l’O2 che non ha reagito. Nemmeno questa eventuale presenza

di eccessi va indicata nell’equazione, che ha l’unico scopo di descrivere l’atto reattivo

dal punto di vista qualitativo e quantitativo.

viii. Mettendo a reagire metano e ossigeno in condizione sperimentali diverse (ad

esempio a temperatura più elevata, oppure in lieve eccesso di ossigeno) oltre alla

reazione descritta dall’equazione sopra riportata ne potrebbe avvenire parallelamente

un’altra con formazione ad esempio non di CO2 ma di CO (ossido di carbonio). Se tale

atti reattivi paralleli non diventano percentualmente significativi vengono di norma

ignorati. In ogni caso se avvengono due reazioni parallele, esse vanno descritte da due

equazioni distinte ed indipendenti.

ix. Per CO2 abbiamo indifferentemente utilizzato il nome di diossido di carbonio

(nomenclatura IUPAC) o anidride carbonica (nomenclatura tradizionale). In Chimica si

fa ancora ampio uso della nomenclatura tradizionale (per la quale si rimanda al

capitolo NO della dispensa) anche se almeno per i composti binari è ugualmente

diffusa la nomenclatura più moderna

2) Scrivere l’equazione che descrive il processo di neutralizzazione tra una soluzione

acquosa di acido solforico ed una soluzione acquosa di idrossido di sodio.

La reazione tra un acido e una base dà luogo al corrispondente sale e alla formazione

dell’acqua: H2SO4(aq) + NaOH(aq) Na2SO4(aq) + H2O

→

i. Di nuovo i due reagenti fanno parte del numero di sostanze la cui formula deve

essere conosciuta anche da chi si accosta alla chimica. Un acido e una base

reagiscono in una reazione di doppio scambio formando il sale e l’acqua. Il

bilanciamento dell’equazione è immediato considerando che nella formula del sale

neutro per ogni mole sono presenti 2 moli di Na il ché implica un 2 davanti alla formula

dell’idrossido di sodio. Per bilanciare poi idrogeno ed ossigeno si dovrà porre un 2

anche davanti all’acqua: H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O

→

ii. La reazione avviene tra soluzioni acquose ma l’acqua in quanto solvente e non

partecipante alla reazione chimica non viene indicata. H2O a destra viene invece

indicato non come solvente ma perché se ne forma in questo caso come prodotto.

iii. Come abbiamo implicitamente accennato sopra parlando della dissoluzione di AgCl,

molte sostanze (idrossidi metallici e sali), solide a temperatura ambiente, sono

formate già nella fase solida da ioni positivi e negativi. Quando esse vengono sciolte in

acqua si disgrega questo reticolo ionico, la sostanza si dissocia e gli ioni stessi

vengono solvatati dal solvente. Per altre sostanze (per lo più appartenenti alla classe

degli acidi) avviene invece in acqua una ionizzazione che frammenta in ioni tutte o

parte delle molecole preesistenti. Il fenomeno della liberazione di ioni in soluzione

acquosa si chiama dissociazione elettrolitica e le sostanze si definiscono elettroliti:

forti, se in soluzioni sono presenti solo come ioni positivi e negativi; deboli, se in parte

in soluzione restano come molecole. H2SO4 e NaOH sono entrambi elettroliti forti ed

in acqua quindi esistono rispettivamente come ioni H+ (più avanti chiariremo meglio

questo aspetto) e SO4-2 e come ioni Na+ e OH-. Gli ioni sodio e solfato restano

solvatati e non partecipano realmente all’atto reattivo. In altri termini il solfato di sodio

indicato tra i prodotti è in realtà scisso anch’esso, in quanto elettrolita, in ioni SO4-2 e

Na+. Da questo punto di vista la vera reazione acido forte- base forte in forma ionica

è: H+(aq) + OH-(aq)→ H2O

iv. La reazione acido-base tra l’acido cianidrico e l’idrossido di potassio sarebbe invece

espressa dall’equazione: HCN(aq) + NaOH(aq) NaCN(aq) + H2O. Tenendo poi conto

→

che l’acido cianidrico è un acido debole e quindi pochissimo dissociato e che quindi

esso in soluzione acquosa è presente quasi esclusivamente in forma di molecole,

l’equazione ionica più adatta a descrivere il processo è:

HCN(aq) + OH-(aq) CN-(aq) + H2O

→

v. Anche in questo caso le equazioni sopra scritte descrivono la reazione e ci dicono in

che rapporto in moli acido e base reagiscono tra loro. Nulla vieta di porre a reagire

quantità chimiche dei reagenti diverse dal loro rapporto stechiometrico di reazione, il

ché implicherà la presenza dell’eccesso di uno dei due al termine della reazione, senza

che questo però modifichi la scrittura delle equazioni sopra indicate.

3) Mescolando una soluzione acquosa in cui sono disciolte 0,300 moli di nitrato di

argento con una soluzione acquosa in cui sono disciolte 0.200 moli di solfuro di sodio,

si ottiene la formazione di un sale insolubile, il solfuro di argento. Determinare la

quantità di solfuro di argento che potrà formarsi.

i. Dalla conoscenza della nomenclatura e dei numeri di ossidazione di Ag e Na, si può

scrivere la seguente equazione non bilanciata:

AgNO3(aq) + Na2S(aq) Ag2S(s) + NaNO3(aq) che bilanciando diviene:

→

2AgNO3(aq) + Na2S(aq) Ag2S(s) + 2NaNO3(aq)

→

L’equazione bilanciata che descrive il processo ci dice che data una qualsiasi quantità

chimica (moli) di nitrato di Ag, essa richiede, per precipitare come solfuro di Ag, una

quantità in moli di solfuro di Na pari alla sua metà. Quindi le 0.300 moli di AgNO3

(reagente in difetto) si consumeranno completamente reagendo con 0.150 moli di

Na2S. Resteranno in eccesso 0.050 moli di Na2S in soluzione e si formerà un

precipitato di Ag2S(s) pari alla metà del nitrato di argento (reagente in difetto)

inizialmente presente (0.150 moli)

N.B. a) L’esempio di calcolo stechiometrico qui riportato è estremamente semplice e

fatto solo allo scopo di evidenziare le caratteristiche essenziali di tale calcolo; b) E’

stato possibile determinare la quantità di prodotto formatosi, nell’ipotesi che il

reagente in difetto reagisse completamente cioè che la reazione fosse completa. Per le

reazioni che non vanno a completamento, indicate non con una sola freccia (→) ma

con una doppia freccia (↔) e che si definiscono reazioni di equilibrio, il ragionamento

dovrà essere opportunamente adattato (come si vedrà più oltre nel capitolo EC della

dispensa).

ii. La reazione ionica per la precipitazione del solfuro di argento è: 2Ag+(aq) + S-2(aq)

Ag2S(s). Nella reazione ionica sopra scritta il solfuro di Ag (elettrolita forte poco

→

solubile) si scrive nella forma Ag2S(s) proprio per evidenziare la sua presenza non

come sostanza disciolta ma in fase solida indisciolta.

Per indicare la precipitazione di una sostanza insolubile, oltre alla notazione Ag2S(s), si

può trovare Ag2S↓ o anche Ag2S. Analogamente nel caso di formazione di gas si potrà

trovare la notazione ↑:

Zn(s) + 2H+(aq) + H2(g)↑

→Zn+2(aq)

Abbiamo sin qui bilanciato alcune equazioni semplicemente “ad occhio”. Più

complesso è a volte il caso di quelle reazioni in cui alcuni elementi coinvolti modificano

il proprio stato di ossidazione. Qui di seguito faremo un altro esempio di calcolo

stechiometrico su una equazione relativa a tale tipo di reazione, data per ora in forma

già bilanciata. Precisiamo però che per effettuare tale bilanciamento, non immediato,

si dovrà ricorrere ad un metodo sistematico che introdurremo più avanti (vedi il

capitolo OR della dispensa).

4) 3.58 g di rame metallico sono messi a reagire in 432 mL di una soluzione acquosa

0.115 M di un nitrato in presenza di un eccesso di un acido forte. L’equazione

bilanciata che descrive il processo è:

3Cu(s) + 2NO3-(aq) + 8H+ 3Cu+2(aq) + 2NO(g) + 4H2O.

→

Calcolare il volume di ossido di azoto, misurato a 25 °C e 1 atm, che si otterrà al

termine della reazione.

i) Notare che l’equazione ionica sopra scritta è bilanciata non solo per masse,

elemento per elemento, ma anche per cariche (la carica complessiva da ambo i lati è

infatti +6)

ii) Nella risoluzione dell’esercizio debbono essere utilizzate alcune importanti relazioni

che ci permettono di risalire da unità fisiche (massa, volume ecc.) alle unità chimiche

(moli). Per un solido quale Cu metallico si può ricavare il numero di moli n, nota la

massa in grammi g e il peso formula PF, dalla relazione n = g/PF. Nel nostro caso nCu

= 3.58/63.5 = 5.64*10-2 mol. Invece per una sostanza disciolta in soluzione di cui è

nota la concentrazione (espressa in Molarità (M), cioè moli/litro), le moli n contenute in

un determinato volume V(L) di una soluzione di concentrazione molare M saranno

ottenibili dalla relazione n = V(L)*M. Nel nostro caso nnitr = 0.432*0.115 = 4.97*10-2

mol.

iii) Per valutare quale dei reagenti sia in difetto e tale da determinare, reagendo

completamente, le moli di ciascun prodotto che si possono formare (parte dell’altro

reagente in eccesso resterà non reagito, al termine, nell’ambiente di reazione),

possiamo in maniera sistematica impostare il ragionam