Chimica generale - le reazioni chimiche

Equazione chimica della formazione dell'ossido di magnesio

Mg + O → MgO

2 atomi di magnesio + 1 molecola di ossigeno = 2 ossido di magnesio

Unità formula: 2Mg + O → 2MgO

Se prendiamo N = 6,022 x 10²³ particelle (cioè un Numero di Avogadro di particelle), allora prendiamo una massa in grammi numericamente uguale al valore della massa atomica (o alla massa molecolare o alla massa formula se è un composto ionico), cioè una quantità corrispondente alla Massa Molare.

≡ N particelle (atomi, molecole, etc.) = 1 mole

2 moli di magnesio + 1 mole di ossigeno = 2 moli di ossido di magnesio

[2 x 24,305g = 48,610g di Mg] + [1 x 15,999g = 15,999g di O] → [2 x (24,305+15,999) = 80,608g di MgO]

Queste quantità possono essere pesate! 48,610g di Mg + 31,998g di O = 80,608g di MgO

I coefficienti di

reagenti„ Il bilanciamento di un'equazione chimica è necessario perrispettare la legge di conservazione della massa e pergarantire che la reazione avvenga correttamente„ Durante il bilanciamento, è possibile modificare solo i coefficienti davanti alle formule chimiche, non i pedici„ I coefficienti devono essere i più piccoli numeri interi possibili che permettano di bilanciare l'equazione„ È importante tenere conto delle regole di bilanciamento, come bilanciare prima gli elementi presenti in composti semplici e bilanciare gli elementi presenti in composti complessi alla fine„ Una volta bilanciata l'equazione, è possibile interpretarla sia a livello microscopico che macroscopico, per comprendere la relazione tra le specie che si consumano e quelle che si producono, nonché i rapporti molari e le masse delle sostanze coinvolte nella reazione.

reagenti„ Si inizia con il bilanciare gli atomi (generalmente partendo da≠ da H e O) che sono presenti in un solo reagenteelementie/o in un solo prodotto, quindi si bilanciano gli altri atomi.ƒSi può trovare il numero totale di atomi presenti per ciascunelemento moltiplicando il coefficiente stechiometrico dellaspecie chimica in cui l ’ atomo si trova per il valore sottoscritto(pedice) di quell ’ atomo nella formula della stessa specie≡2AlBr 2 atomi di Al

Esempio: 3 e (2 × 3) = 6 atomi di Br+ O H OH non bilanciata2(g) 2(g) (l)21 mol 1 mol 1 mol(2,0158g) (31,998 g) (18,015g)+ OH 2 H O non bilanciata2(g) 2(g) (l)2+ O2 H 2 H O bilanciata2(g) 2(g) (l)2(4.0316 g) (31,998 g) (36,030g)2 mol 1 mol 2 molH (g) + O (g) H O (l) cambia il significato!2 22 2N H NH+2 2(g) 3(g)(g)Per conoscere il numero più piccolo di atomi di idrogenoche si può avere come reagenti e come prodotti sicalcola il minimo comune multiplo tra 2 e 3 = 6.Per avere 6H a destra

e 6H a sinistra:₃ davanti a H6:₂=3 introduciamo il coefficiente 22 davanti a NH6:₃=2 introduciamo 3N (g) + 3H (g) 2 NH (g)₂ 2 3Poi si contano gli atomi di ciascuna specie nei reagenti e nei prodottiReagenti: 2N 6HProdotti: 2N 6HLa reazione è bilanciata per massa e caricaCa(NO₃)₂ + Na₃PO₄ Ca₃(PO₄)₂ + NaNO₃ 2 (aq) 3 4 (aq) 3 4 2 (s) 3 (aq)3Ca(NO₃)₂ + Na₃PO₄ Ca₃(PO₄)₂ + NaNO₃ 2 (aq) 3 4 (aq) 3 4 2 (s) 3 (aq)3Ca(NO₃)₂ + Na₃PO₄ Ca₃(PO₄)₂ + 6NaNO₃ 2 (aq) 3 4 (aq) 3 4 2 (s) 3 (aq)3Ca(NO₃)₂ + 2Na₃PO₄ Ca₃(PO₄)₂ + 6NaNO₃ 2 (aq) 3 4 (aq) 3 4 2 (s) 3 (aq)rapporti tra le moliL'equazione chimica bilanciata mostra anche idei reagenti e dei prodottiRiassumendo ......In una equazione chimica bilanciata il numero di atomi di OGNISINGOLO ELEMENTO nei reagenti è uguale a quello nei prodotti e la carica totale dei reagenti è uguale a quella dei prodotti.Non ci sono variazioni di massa durante una reazione chimica perché gli atomi non cambiano la loro massa.Il numerodi molecole (o di unità formula) totale presenti sia come reagenti che come prodotti non è necessariamente uguale. Anche il numero di moli di reagenti e di prodotti non è necessariamente uguale. Quindi... GLI ATOMI E LE MASSE SI CONSERVANO, NO LE MOLECOLE E LE MOLI. In soluzione acquosa, risulta conveniente discutere le reazioni dei composti che si ionizzano (dissociano) in termini ionici. Gli acidi in soluzioni acquose si ionizzano in ioni H+ (H3O+) e specie cariche negativamente (anioni monoatomici o ossoanioni, o ossoanioni idrogenati). Gli idrossidi sono composti basici. Si ionizzano in OH- e specie cariche positivamente. Gli idrossidi degli elementi del primo gruppo e del II gruppo si ionizzano completamente. Gli altri restano sotto forma molecolare. Gli idruri dei metalli alcalino e alcalino terrosi si dissociano completamente. Tutti i sali solubili si dissociano in ioni; alcuni sali poco solubili possono rimanere indissociati. Tutti gli altri composti restano insoluzione in forma molecolare Reazione in forma ionica Una equazione è un'equazione che rappresenta le specie di ciascun composto presenti in soluzione acquosa. Quindi, i composti dissociati/ionizzati sono riportati come ioni mentre i composti indissociati sono riportati in forma molecolare. Reazione ionica Un netta è un'equazione ionica in cui non compaiono le specie che non partecipano alla reazione (che non cambiano). Queste specie ioniche spettatori vengono dette. AgNO3 (aq) + KCl (aq) → KNO3 (aq) + AgCl (s) I tre sali solubili vanno scritti in forma ionica: Ag+ + NO3- + K+ + Cl- → K+ + NO3- + AgCl(s) Lo ione potassio e lo ione nitrato non subiscono nessuna trasformazione; sono ioni spettatori. Regole per stabilire quali sostanze vanno scritte in forma dissociata (ionica) e quali in forma indissociata (molecolare): 1. Tutti i composti solubili che si dissociano/ionizzano in soluzione acquosa [Sali solubili, acidi forti (HCl), basi forti (NaOH,

1. NaH: scritto in forma ionica → Na⁺ + H^-
2. Acidi deboli (HCN, CH₃COOH, H₂S, H₂CO₃): scritti in forma molecolare
3. Basi deboli (NH₃): scritte in forma molecolare
4. Sostanze insolubili: scritte come molecole o unità formula
5. Sostanze covalenti: scritte in forma molecolare
6. Acqua: scritta in forma molecolare

Esempio di equazione bilanciata: Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂ Le specie chimiche presenti in soluzione sono: MgCl₂: Mg²⁺ + 2Cl^- HCl: H⁺ + Cl^- La reazione bilanciata per massa e carica è: Mg + 2H⁺ + 2Cl^- → Mg²⁺ + 2Cl^- + H₂

differenti reagenti, modificano il proprio nel passaggio da reagenti a prodotti. "cedendo elettroni" L'elemento che si ossida vede aumentare il n.o. proprio "acquistando elettroni" L'elemento che si riduce vede diminuire il n.o. proprio

In alcune reazioni redox dette di dismutazione uno stesso elemento si ossida e si riduce

0 0 +2 -2

Mg + O₂ → MgO₂

Ossido di magnesio

Ossigeno: L'ossigeno passa da 0 a -2: si è ridotto

Il magnesio passa da 0 a +2: si è ossidato

n.o. 0 +1 +1 0 → Na + H₂O → NaOH + H₂

Magnesio: Magnesio

2 2 2

1 e ceduto

elettroni scambiati 2 x 1 e acquistati

La reazione redox è una combinazione di una ossidazione e di una riduzione

n.o. 0 +1 +1 0 → Na + H₂O → NaOH + H₂

2 2 2

1 e ceduto

elettroni scambiati 2 x 1 e acquistati

IN UNA REAZIONE CHIMICA NON ESISTONO ELETTRONI LIBERI, NE' SI CREANO, NE' SI DISTRUGGONO

Il numero degli elettroni ceduti deve essere uguale a quello degli elettroni acquistati

numero di elettroni ceduti numero di

elettroni acquisiti=dall'elemento che si ossida dall'elemento che si riduce (RIDUCENTE) (OSSIDANTE)×=E' importante ricordare che un dato composto non è sempre e comunque riducente o ossidante, poiché questo ruolo è relativo alla specifica reazione che di volta in volta si considera. Agente ossidante Prodotto di reazione Agente riducente Prodotto di reazione Ione ossido +H o H combinato nell'H O2n+M ,M, metalli ioni di metallo come Na, K, Fe + + come Na , K ,e Al 2+ 3+ 3+ Fe , Fe e Al Ossidi di azoto quali CO e COC , usato per ridurre 2NO e NO gli ossidi dei metalli 2 3+ Ione Cr(in soluzione acida) Ione dicromato 2+ Ione Mn(in soluzione acida) Ione permanganato Barra di zinco Barra Cu Zn Soluzione di solfato di rame Deposito Soluzione (II) di solfato di rame (II) di rame di una reazione redox Il bilancio si articola in due stadi successivi: 1. bilancio redox 2. bilancio complessivo Bilanciamento di una reazione redox in forma ionica 1) Assegnando i n.o., individuare

1. Quali specie variano il loro n.o.
2. Scrivere le due semireazioni relative alla specie ionica che si ossida e alla specie che si riduce
3. Bilanciare la specie ossidata e la specie ridotta
4. Evidenziare il numero di elettroni ceduti nell'ossidazione e quelli acquistati nella riduzione. Gli elettroni ceduti (dalla specie che si ossida e il cui n.o. aumenta) vanno segnati fra i prodotti (a destra) quelli acquistati (dalla specie che si riduce e il cui n.o. diminuisce) tra i reagenti (a sinistra).
5. Bilancio di carica. Bilancio in ambiente basico: aggiungere ai prodotti - + (Bisognaioni OH Bilancio in ambiente acido: aggiungere ioni H .considerare, nel bilanciare le cariche, anche gli elettroni).
6. Controllare che le semireazioni siano bilanciate in carica e massa. Se necessario