Chimica inorganica

NH HS NH + H S

→

4 3 2

2 Na CrO + H SO Na Cr O + Na SO + H O

→

2 4 2 4 2 2 7 2 4 2

Nel caso in cui nell'equazione compaiano delle cariche (ioni, elettroni), in base al principio di

conservazione della carica, la carica totale presente fra i reagenti deve essere uguale (in valore e

in segno) alla carica totale presente fra i prodotti: H S+H O→HS – +H O + .

2 2 3

Per bilanciare un’equazione è opportuno attenersi alle seguenti regole:

Il numero di atomi di un dato elemento presente nel lato reagenti deve essere lo stesso

✓ dello stesso elemento nel lato prodotti. Se così non fosse, è opportuno aggiungere i

coefficienti stechiometrici tali da renderlo uguale.

Ripetere l’operazione per tutti gli elementi dell’equazione.

✓ È opportuno iniziare a bilanciare da un elemento diverso da O e H perché compaiono

✓ spesso in più di due composti.

Uno ione poliatomico che compare sia tra i reagenti che tra i prodotti, va contato come

✓ un tutt’uno.

Il coefficiente 1 non si indica.

✓ Tutti i coefficienti devono avere il minimo valore intero possibile.

✓

Reazioni di ossidoriduzione (redox). ⟿

Le ossidoriduzioni sono reazioni che avvengono con uno scambio di elettroni si verifica una

variazione degli nox degli elementi.

Esempio: ⟿

C + O CO

2 2

0 0 +4 -2

⟿ ⟿

C passa da nox 0 a +4 perde 4 elettroni nox aumenta.

⟿ ⟿

O passa da nox 0 a -2 acquista 2 elettroni nox diminuisce.

Ossidazione : è il processo in cui una sostanza, in una reazione chimica, perde uno o più

elettroni, di conseguenza il suo nox aumenta. Nell’esempio, C si ossida, passa da nox 0 a +4.

L’elemento che cede gli elettroni, ossidandosi, è detto agente riducente.

Riduzione : è il processo attraverso il quale una sostanza, in una reazione chimica, acquisisce

uno o più elettroni e il suo nox diminuisce. Nell’esempio, O si riduce, passa da nox 0 a -2.

2

31 di 108

L’elemento che acquista elettroni riducendosi, è detto agente ossidante.

Riducente perdente

Ossidante brigante “viene derubato” di elettroni

“ruba” elettroni ⟿

si ossida nox aumenta.

⟿

si riduce nox diminuisce.

Reazioni di ossido-riduzione (REDOX): è una qualsiasi reazione che comporta il trasferimento di

elettroni tra sostanze. E’ una reazione in cui si verifica una variazione dei numeri di ossidazione

di reagenti e prodotti. In tutte le reazioni che comportano scambio di elettroni si verifica

⟿

un’ossidazione associata a una riduzione gli elettroni ceduti dal riducente devono essere

acquisiti da un altro elemento, che si riduce, l’ossidante, che permette così l’ossidazione del

riducente.

SOSTANZA OSSIDATA = agente riducente — SOSTANZA RIDOTTA = agente ossidante

Bilanciamento di redox.

Esistono vari metodi per bilanciare le redox:

metodo dei numeri di ossidazione (diretto);

✓ metodo delle semireazioni (ionico elettronico);

✓ metodo degli ioni formali;

✓ metodo algebrico;

✓ ecc.

✓

Metodo dei numeri di ossidazione.

1. Si scrive l'equazione generale e si riportano i nox di tutti gli elementi, evidenziando quelli

che cambiano nel corso della reazione

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

⟿

H S + HNO S + NO + H O

2 3 2

2. Utilizzando delle frecce si indica lo scambio di elettroni; l'elemento con nox che diminuisce,

acquista elettroni, si riduce ed è l'agente ossidante. L'elemento in cui l’nox aumenta, perde

elettroni, si ossida ed è l'agente riducente.

-2 +5 0 +2

⟿

H S + HNO S + NO + H O

2 3 2

⟿

-2 e- si ossida

⟿

+ 3 e- si riduce

⟿

S: perde 2 elettroni, si ossida è il riducente;

⟿

N: acquista 3 elettroni, si riduce è l’ossidante.

3. Si bilanciano con opportuni coefficienti, gli elementi coinvolti nello scambio di elettroni, in

modo che il numero totale degli elettroni ceduti sia uguale a quello degli elettroni acquistati.

Si trova il minimo comune multiplo tra gli elettronici caduti e quelli acquistati E si moltiplica

ciascuna delle specie in questa presenti gli elementi che cambiano nox per un coefficiente

stechiometrico tale che il numero di elettroni scambiati sia uguale al minimo comune

⟿

multiplo: -2; +3 mcm = 6. ⟿

3H S + 2HNO 3S + 2NO + H O

2 3 2

-2 e- x 3 + 3 e- x 2

32 di 108

4. Bilanciare poi gli elementi che non hanno partecipato alla redox e ricontrollare che gli

elementi e le cariche siano bilanciati. ⟿

3H S + 2HNO 3S + 2NO + 4H O.

2 3 2

Bilanciamento di redox in ambiente acido o basico.

Inizialmente si bilanciano come le altre redox: ⟿

ClO 3- + NO NO - + C

3 2

1. Calcolare i nox per individuare ossidante e riducente:

+5 -2 +2 -2 +5 -2 0

⟿

ClO 3- + NO NO - + Cl

3 2

-3 e - : si ossida

+5 e - : si riduce

2. Bilanciare le masse degli elementi coinvolti nella redox:

⟿

2 ClO 3- + NO NO - + C

3 2

3. Trovare il minimo comune multiplo tra le quantità di elettroni scambiati e moltiplicare le

molecole che li contengono per un numero tale che raggiungano il minimo comune

multiplo: -30 e -

⟿

6 ClO 3- + 10 NO 10 NO - + 3 Cl

3 2

+30 e -

4. Bilanciare gli altri elementi tranne H e O: ⟿

6 ClO 3- + 10 NO 10 NO - + 3 Cl

3 2

5. Bilanciare la carica utilizzando H + se la reazione è in ambiente acido oppure OH - se è in

ambiente basico. ⟿

6 ClO 3- + 10 NO 10 NO - + 3 C + 4 H +

3 2

carica -6 carica -10 +4 carica totale -6

6. Bilanciare la massa di H e O aggiungendo H O:

2

⟿

6 ClO 3- + 10 NO + 2 H O 10 NO - + 3 C + 4 H +

2 3 2

7. Controllare che il bilanciamento di masse e cariche sia corretto.

Mole

La mole è l’unità di misura della quantità di materia e contiene un numero di particelle uguale al

numero di atomi contenuti in 12,00g di carbonio 12.

Una mole (mol) di materia, è costituita sempre da 6,022 x 10 23 unità di quella materia.

6,022 x 10 23 è il numero di Avogadro.

La massa in grammi di 1mol di materia di una qualsiasi sostanza (elementare o composta) è

detta massa molare (MM) ed è numericamente uguale alla massa atomica o molecolare

espressa in unità di massa atomica (u.m.a.).

Esempio: 1mol di Na = 6,022 x 10 23 atomi di Na

33 di 108

massa atomica Na = 23 u.m.a.

massa molare = 23 grammi.

1mol di Fe = 6,022 x 10 23 atomi di Na

massa atomica = 55,845 u.m.a.

massa molare = 55,845 grammi.

Massa molare e massa atomica/molecolare.

Massa molare: è la massa di una mole di sostanza e si misura in g/mol.

Massa atomica/molecolare: è la massa di un atomo o di una molecola, espressa in u.m.a.

Esempio: ⟿

H2O massa molecolare = 18,01 u.m.a.

H = 1(x2) ; O = 16

massa molare = 18,01 g/mol.

Conversioni utili:

Dalla massa in grammi di una sostanza al numero di moli in essa contenuti:

massa (g) = numero di moli (mol)

massa molare (g/mol)

Dal numero di moli di una sostanza alla sua massa in grammi:

numero di moli x massa molare = massa (g)

Calcoli stechiometrici.

I coefficienti stechiometrici, in un’equazione chimica bilanciata, esprimono il rapporto

quantitativo tra le moli di reagenti e prodotti (⚠ non il rapporto tra le loro masse).

⟿

Equazione: 2 H (g) + O (g) 2 H O (l)

2 2 2

⟿

Molecole: 2 molecole H + 1 molecola O 2 molecole H O

2 2 2

⟿

12,044 x 10 23 + 6,022 x 10 23 12,044 x 10 23

⟿

Massa: 4,0g H + 32,0g O 36,0g H O

2 2 2

Dalla massa della sostanza “A” si calcola la massa di “B” che si forma (se “B” è un prodotto) o che

si consuma (se “B” è un reagente), passando attraverso il numero di moli e considerando il

rapporto tra i coefficienti stechiometrici di “A” e di “B”.

Esempio: ⟿

1 C H O + 6 O 6 CO + 6 H O

6 12 6 2 2 2

1,00g di C H O

6 12 6 34 di 108

⟿ ⟿ -3

massa molare C H O 180,0g/mol 5,56 x 10 mol C H O

6 12 6 6 12 6

proporzione: 1 : 6 = 5,56 x 10 -3 : x

x = 3.33·10 –2 mol H O

2

⟿ ⟿

massa molare H O 18,0g/mol 3.33·10 –2 x 18,0 = 0.600g H O

2 2

Reagente limitante.

Il reagente limitante è il reagente presente in minor quantità rispetto al rapporto tra i coefficienti

stechiometrici, in altre parole è il reagente che si esaurisce per primo nella reazione.

Esempio: ⟿

6H + 2O 4H O + 2H

2 2 2 2

Da questa reazione avanzano 2 H , non c’è infatti abbastanza ossigeno per consumare tutto l’H,

2

quindi, l’ossigeno, che è presente in difetto rispetto all’idrogeno, è detto reagente limitante,

perché da esso dipende la quantità di prodotto che è possibile ottenere. L’altro o gli altri

elementi (in questo caso H), sono i reagenti in eccesso.

Per determinare quale sia il reagente limitante, non basta basarsi sulla quantità in grammi dei

reagenti, ma è necessario ricorrere al numero di moli e confrontarle tra loro tenendo conto dei

rapporti stechiometrici.

Esempio: 4Fe+3O +2H O→ 2Fe O ·H O

2 2 2 3 2

Facendo reagire 10g di Fe con 4.8g di O e 4.2g di H O, quanto Fe O ·H O si ottiene?

2 2 2 3 2

10g di Fe 10g / 55.8g/mol = 0.18mol di Fe

→

4.8g di O 4.8g / 32g/mol = 0.15mol di O

→

2 2

4.2g di H O 4.2g / 18g/mol = 0.23mol di H O

→

2 2

Calcolare le moli teoriche: per far reagire completamente 0.18 moli di Fe quanto O e H O

2 2

servono?

4Fe : 3O = 0.18mol Fe : Xmol O X = (0.18mol x 3)/4 = 0.135mol di O teoriche

→

2 2 2

O è in eccesso: 0.15 mol > 0.135 mol

2

4Fe : 2H O = 0.18mol Fe: Xmol H O→ X = (0.18mol x 2)/4 = 0.09mol di H O teoriche

2 2 2

H O è in eccesso: 0.23 mol > 0.09 mol

2

Quindi Fe è il reagente limitante: reagirà consumandosi tutto.

Stati di aggregazione della materia.

La materia può presentarsi sotto tre aspetti diversi, detti stati di aggregazione:

solido: ha forma e volume propri; fasi condensate della materia

liquido: non ha forma propria, ma ha volume proprio; fluidi

gassoso: non ha né forma né volume propri.

Lo stato di aggregazione di una sostanza dipende dall’entità delle forze intermolecolari che si

instaurano tra le particelle e dalle condizioni fisiche (pressione e temperatura) in cui essa è

posta.

Stato gassoso: dalle leggi empiriche sui gas alla teoria

cinetica.

I gas sono:

comprimibili: ci sono ampi spazi vuoti tra le particelle; ⟿

si espandono facilmente, riempiendo rapidamente lo spazio utile moto caotico e

incessante;

si