Appunti di Fondamenti di Chimica T

C

C M C

come fatto in precedenza determino il reagente limitante:

1 ∗

n * = n = 0, 56 mol

SiO C

3

2 ∗

n * = n 3 = 2, 49 mol

C SiO

2

il reagente limitante è quindi il carbonio, e la massa di carburo di silicio è quindi:

1 ∗

n = n = 0, 56 mol =⇒ m = 22, 45 g

SiC C SiC

3

2.2. REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE 33

2.1.2 Rendimento di reazione

Il rendimento di reazione, di un prodotto rispetto ad uno dei reagenti, è il rapporto tra la quantità

di reagente effettivamente prodotto dalla reazione e la quantità teorica data dalla stechiometria

della reazione. Il reagente preso in esame è sempre il reagente limitante, la formula è:

n ef f ettivo

=

η P n

R teorico

dove P è il prodotto, R il reagente, n il numero di moli prodotte dalla reazione, n il

ef f ettivo teorico

numero di moli teorico della reazione.

2.2 Reazioni di ossido-riduzione

La scrittura ionica della reazione permette di evidenziare eventuale scambio di elettroni tra i rea-

genti, é detta reazione di scambio una reazione in cui non avviene scambio di elettroni, una reazione

di ossido-riduzione invece prevede scambio di elettroni tra i reagenti.

Esempio Un classico esempio di reazione di ossido-riduzione é la reazione tra il solfato di rame e

lo zinco metallico, che produce solfato di zinco e rame metallico:

2+ 2− 2+ 2−

→

Cu + SO + Zn Zn + SO + Cu

(s) (s)

(aq) 4 (aq) (aq) 4 (aq)

Distinguiamo la reazione di ossidazione, dove lo zinco metallico perde due elettroni:

−

2+

→

Zn Zn + 2e

e la reazione di riduzione, dove il rame acquista i due elettroni ceduti dallo zinco:

−

2+ →

Cu + 2e Cu

Viene detto ossidante l’elemento che acquista elettroni, viene detto invece riducente l’elemento che

li cede.

Gli elettroni scambiati nella reazione devono essere bilanciati, ma per far questo il legame for-

mato dovrebbe essere completamente di tipo covalente, abbiamo invece casi, come l’acido cloridrico

(HCl) in cui, come abbiamo visto in precedenza, avviene un parziale trasferimento dell’elettrone

(il cosiddetto legame covalente polarizzato), per questo é stato introdotto un valore caratteristico

dell’elemento detto numero di ossidazione.

2.2.1 Numero di ossidazione

Il numero di ossidazion é utilizzato per bilanciare le reazioni di ossido-riduzione e si basa sulla carica

elettrica dell’atomo all’interno della molecola, rispetta le seguenti regole:

• se l’elemento é neutro, il suo numero di ossidazione é nullo;

• se ho uno ione monoatomico, il numero di ossidazione corrisponde alla carica elettrica dello

stesso;

34 CAPITOLO 2. REAZIONI CHIMICHE

• l’idrogeno, quando si lega con elementi non-metallici, ha numero di ossidazione pari ad 1, se

si lega con metalli ha numero di ossidazione -1;

• −2,

l’ossigeno si lega acquisendo due elettroni, quindi ha n = tranne quando viene a formarsi

o −1

un legame ossigeno-ossigeno (perossido), allora il suo n =

o

Esempio Data la molecola di permanganato di potassio (KM nO ), ricavare il numero di ossida-

4

zione del manganese.

Ragiono sapendo che:

l’ossigeno ha numero di ossidazione pari a -2;

il potassio, facente parte del primo gruppo, ha numero di ossidazione pari a +1 perché tende

a cedere un elettrone.

Da questo ricavo: ∗ ∗ ∗ −7

1 n + 1 n + 4 n = 0 =⇒ n =

o,M n o,K o,O o,M n

2.2.2 Bilanciamento redox

Per il bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione utilizziamo il metodo diretto, che consiste in

quattro (cinque) passaggi fondamentali, cioé:

• determinare il numero di ossidazione per ogni elemento della reazione, sia nei reagenti che nei

prodotti;

• individuare gli elementi che si ossidano e si riducono e quanti elettroni vengono scambiati;

• bilanciare l’ossido-riduzione;

• bilanciare eventualmente le cariche elettriche dovute alla presenza di ioni tra reagenti e/o

prodotti;

• bilanciare il resto degli elementi della reazione.

Esempio Lo iodio puó reagire con l’acido nitrico e formare acido iodico, diossido di azoto e acqua,

bilanciare la seguente reazione: →

I + HN O HIO + N O + H O

2 3 3 2 2

sapendo quindi che:

• l’ossigeno ha numero di ossidazione pari a -2;

• l’idrogeno ha numero di ossidazione pari a +1 perché presente all’interno di un acido;

• la molecola I ha numero di ossidazione nullo perché neutra;

2

2.2. REAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE 35

ricavo il numero di ossidazione dei singoli elementi:

0 +1 +5 -2 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2

→

I + HN O HIO + N O + H O

2 3 3 2 2

Noto quindi che l’elemento che si riduce é l’azoto, che guadagna 1 elettrone, mentre si ossida lo iodio,

che perde 5 elettroni, bilancio quindi l’ossido-riduzione considerando lo scambio di 10 elettroni, in

modo tale che scambino entrambi gli atomi di iodio nella molecola biatomica:

→

I + 10HN O 2HIO + 10N O + H O

2 3 3 2 2

Ora bilancio il resto degli elementi, se considero l’idrogeno, l’ossigeno, come ultimo elemento, sará

vincolato e la reazione sará bilanciata: →

I + 10HN O 2HIO + 10N O + 4H O

2 3 3 2 2

36 CAPITOLO 2. REAZIONI CHIMICHE

Capitolo 3

Legame Chimico

3.1 Legame chimico forte

Il legame chimico consente agli atomi che si legano di completare la propria configurazione elet-

tronica in modo tale da raggiungere quella del gas nobile più vicino, è guidata principalmente

dall’aspetto energetico, infatti solitamente una molecola è ad un livello energetico inferiore a quello

combinato dei singoli atomi.

L’energia di due atomi può essere rappresentata in funzione della distanza tra di loro, e il ri-

sultato è una funzione detta curva di Morse, in cui l’energia è nulla per una distanza che tende

ad infinito, diminuisce restando ad un valore negativo e tocca il suo minimo ad una distanza r

0

detta distanza di legame a cui corrisponde un’energia E detta energia di legame, per poi tendere

d

ad infinito positivo per la distanza che tende a 0.

3.2 Legame ionico

Il legame ionico è una particolare forma di legame in cui sono coinvolti un atomo elettropositivo (es.

metalli del I, II gruppo) ed un atomo elettronegativo (es. elementi del VII e VIII gruppo, alogeni e

non metalli); il legame avviene per ionizzazione dei due atomi, l’atomo elettropositivo infatti cede

uno o più elettroni all’atomo elettronegativo, in modo da completare gli orbitali più esterni, in

questo modo i due atomi, di opposta carica elettrica, si attraggono fortemente uno all’altro.

37

38 CAPITOLO 3. LEGAME CHIMICO

Esempio Consideriamo la molecola di cloruro di sodio, il cloro è un gas alogeno che si ionizza

negativamente a contatto con il sodio metallico, conosciuto anche per la sua alta reattività, infatti:

−

+

→ →

N a + Cl N a + Cl N aCl

in cui: 1

[Na]=[Ne]3s

1 5

[Cl]=[Ne]3s 3p

+

[Na ]=[Ne]

−

[Cl ]=[Ar]

L’energia del legame ionico è pari all’energia elettrostatica data dalle due cariche, è anche detta

energia coulombiana.

I composti ionici hanno delle particolari caratteristiche:

• sono isolanti, cioè hanno bassa o nulla conducibiliitá elettrica;

• hanno alte temperature di fusione (≈ 1100 K per il cloruro di sodio);

• sono fragili, in quanto un lieve scostamento nella struttura cristallina provoca gli ioni negativi

a sovrapporsi e respingersi;

• sono altamente solubili in solventi polari perchè gli ioni vengono circondati dalle molecole del

solvente, si dice che quindi vengono solvatati.

3.2.1 Simbolismo di Lewis

Il simbolismo di Lewis aiuta a comprendere meglio la configurazione elettronica esterna di un par-

ticolare elemento, infatti circonda il simbolo dell’elemento con tanti pallini quanti sono gli elettroni

esterni, per esempio gli elementi del secondo periodo si possono scrivere come:

Li Be B C N O F Ne

3.2.2 Bilancio di energia, ciclo di Born-Haber

Considerando come esempio il clouro di sodio, mi pongo come obiettivo determinare la variazione

di energia tra lo stato iniziale, cioè cloro in forma gassosa e sodio metallico, e lo stato finale, cioè

cloruro di sodio solido: 1 →

Cl N aCl (fin.)

(iniz.) N a +

(s) 2(g) (s)

2

procedo quindi per gradi:

• Sublimazione del sodio metallico a sodio gassoso:

→

N a N a ∆E = +109 kJ/mol

(s) (g)

• Mezza dissociazione della molecola biatomica di cloro:

1 →

Cl Cl ∆E = +124 kJ/mol

2(g) (g)

2

3.2. LEGAME IONICO 39

• Ionizzazione del sodio gassoso: −

+

→

N a N a + e ∆E = +497 kJ/mol

(g) (g)

• Ionizzazione del cloro monoatomico: −

− → −349

Cl + e Cl ∆E = kJ/mol

(g) (g)

• Formazione del legame ionico: −

+ → −765kJ/mol

N a + Cl N aCl ∆E =

(s)

(g) (g) −384

Complessivamente, il sistema ha emesso un’energia pari a 384 kJ/mol (∆E = kJ/mol),

tot

quindi la molecola di cloruro di sodio è ad un livello energetico inferiore ai due elementi presi

singolarmente.

3.2.3 Energia reticolare

E’ detta energia reticolare l’energia totale che viene emessa durante la formazione del reticolo

cristallino nel composto ionico ed è pari alla somma di energia coulombiana dovuta alle cariche

elettriche ed energia di repulsione:

E = E + E

reticolare coulombiana repulsione

Energia coulombiana

L’energia coulombiana ha sempre valore negativo ed è data dalle cariche elettriche coinvolte nel le-

game ionico, è proporzionale ad una serie che rappresenta tutte le interazione tra gli ioni (attrazione

e repulsione) nel reticolo: 2 2 2 2

e 12 e 8 e e α

6 M

√ √

∗ ∗ − ∗ − ∗

− + +... =

E =

coulombiana r 4π 4π 4π 4π r

r 2 r 3

0 0 0 0 0 0

0 0

| {z } | {z } | {z }

attrazione attrazione

repulsione

dove α /r é la somma di tutti gli ioni che circondano lo ione di riferimento con al denominatore

M 0

la loro distanza dallo stesso, il segno si riferisce all’effetto di attrazione o repulsione:

α 6 12 8 1, 7476

M √ √

− − ≈

= + + ...

r r r

r 2 r 3

0 0 0

0 0

40 CAPITOLO 3. LEGAME CHIMICO

Energia di repulsione

Contrariamente a quanto si potrebbe intuire, l’energia di repulsione non è data dall’interazione tra

ioni dello stesso segno, bensı̀ è dovuta alla repulsione tra le nuvole elettroniche e i nuclei degli ioni,

e si calcola come: −ar

∗ ∗

E = 6 b e 0

rep