Chimica Inorganica - reazioni chimiche, soluzioni, stechiometria

Reazioni chimiche

Si bilanciano:

• cariche
• atomi
• energia

Si indica lo stato in cui si trovano le sostanze

La freccia di reazione può essere

• → solo una direzione
• ⇄ entrambe le direzioni
• ⥧ entrambi i sensi, ma uno è più favorito
• ⇆
• ⟺
• ← reazione che coinvolge solo qu e-
• 1)_2,3 più reazioni che avvengono una dopo l'altra

es.

• 1) +H⁺
• 2) +H₂O

→ → es_f

• Q ⇌ Δ ⟺ hν ⟺ E ⟺ enzima⟺ e. electrical
• calore ↳ serve luce (fotoni)
• cat. catalizzatore

TIPI DI REAZIONE

• * Sintesi
  • A + B → C
  • ↳ elementi o composti più semplici
  • C + O₂ → CO₂
• * Decomposizione
  • C → A + B

Reazioni chimiche

Si bilanciano:

• cariche
• atomi
• energia

Si indica lo stato in cui si trovano le sostanze

La freccia di reazione può essere

• → solo una direzione
• ⇌ entrambi le direzioni
• ⇋ entrambi i sensi, ma uno è più favorito
• ↛
• ’
• → reazione che coinvolge solo gas e-

1. →
2. → più reazioni che avvengo una dopo l’altraes:1) +H⁺2) +H₂O

Tipi di reazione

• Sintesi
  • A+B → C
  • → elementi o composti più semplici
  • C+O₂ → CO₂
• Decomposizione
  • C→A+B

Bilanciamento reazioni

C₄H₁₀ + ¹³⁄₂O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O

Si può moltiplicare per 2

2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O

* Metatesi (scambio ai ioni)

Be(NO₃)₂ + 2 NaF → BeF₂ + 2 NaNO₃ (aq)

Si indicano gli ioni che partecipano effettivamente alla reazione

Be²⁺ + 2 F^- → BeF₂

* Acido-base sono praticamente istantanee

Non è sempre così (es proteine)

Definizione

• Arrhenius: acido → libera H⁺ (in H₂O)
• base → libera OH^-
• Brønsted: acido → cede H⁺ in qualsiasi condizione
• base → accetta H⁺
• Lewis: acido → accetta doppietto elettronico
• base → cede  

L'acido per essere tale deve avere esterna una base

HA + B ↔ A^- + BH⁺

              c'è acido → cede H⁺ per donarlo ad A^-

conjugati    conjugati

Un acido e una base non possono coesistere

L'acido e la base coniugata possono coesistere (formeranno sistemi tampone)

Ci sono alcuni composti che reagiscono come acidi o basi a seconda delle condizioni

CH₃OH + HCl ⇌ CH₃OH₂⁺ + Cl⁻ si comporta da base

CH₃OH + OH⁻ ⇌ CH₃O⁻ + H₂O si comporta da acido

Si dice che ha comportamento ANFOTERO

CH₃OH + CH₃OH ⇌ CH₃O₂H₂⁺ + CH₃O⁻

Un altro esempio è l'acqua

18/10/2020

Come si indica un acido

• HA acido debole (poco dissociato in H₂O)
• HX acido forte
• H₂X acido debole diprotico
• H₂X acido forte diprotico

Gli ossidi dei metalli, che hanno bassa elettronegatività, sono basici, mentre quelli dei non metalli sono acidi

Ce₂O apre più acido

Ce₂O₇ apre molto più acido Ce₂O₇ + H₂O → 2HCeO₄

Esempio

Be → Be²⁺

→ ha perso gli orbitali 2s → nuvola elettronica ristretta

Quando forma

Be(OH)₂ avrà caratteristiche anfotere

Be(OH)₂ + 2H⁺ → Be²⁺ + 2H₂O

Be(OH)₂ + 2OH⁻ → [Be(OH)₄]²⁻

Al(OH)₃ + 3H⁺ → Al³⁺ + 3H₂O Al(OH)₃ + OH⁻ → [Al(OH)₄]⁻

L'alluminio Al³⁺ ha un rapporto carica/raggio uguale a quello di Be²⁺

REAZIONI REDOX

• Possono essere molto veloci o molto lente
• Possono essere reversibili o irreversibili
• C'è deve essere 1 o + elettroni che passano da un elemento a un altro

RIDUCENTE = cede e^- = si ossida (aumenta n. ox)OSSIDANTE = accetta e^- = si riduce (si riduce n. ox)

Si bilanciano: atomi, cariche e scambiano.

Metodo delle semireazioni

• le specie in forma monoatomiche hanno n. ox = 0
• le molecole costituite da più atomi uguali hanno n. ox = 0
• le molecole cariche hanno n. ox = carica

N₃^- n. ox N = -1/3 n. ox I₂ = 0I₃^- n. ox I = -1/3

La sommatoria dei n. ox di una molecola neutra deve essere = 0

carica = carica

+4 -1 +6 -2 +3 +5 +2 0CF₄ UF₆ PF₃ OF₂+3 -2 +6 -2 -1 -2 +1 +4 +1 -2 +1 -2 -1 -> -1 -2 +1CO₂ SO₂ CO₂ NH₂OH NO₂ N₂O₄ CH₃OH+3 +2 -2 +2 +3 +3 -3 +3 +4 NO₂ S₂O₃^2- FeO [Re(OH)₄^-] PO₄^3- HPO₃ S₂O₈^2-

+2.5 -2 S₄O₆^2- FeC₂O₄^3- NH₄ Co(HPO₄)₂ 2H₂O^2-NH₄ Co(HPO₄)₂-1 +1C₆H₆₆

nelle redox deve esistere un ossidante e un riducente

Ce⁺⁴ + 1e^- → Ce⁺³ x 5

5Ce⁴⁺ + 5e^- → 5Ce³⁺

bilancio gli e^-

Ce⁺⁴ + e^- → Ce⁺³ + 5e^- + 5H⁺

bilancio glia atomi con H₂O

bilancio le cariche con H⁺ in ambiente basico con OH^-

5Ce⁴⁺ + NH₃ + H₂O → 5Ce⁺³ + NO + 5H⁺

Sei voglio scriverla in forma molecolare

5CeO₄ + NH₃ + H₂O → 5CeO₃ + NO + 5H⁺

O₂ + NO → N₂O₅

4H⁺ + O₂ + 4e^- → 2H₂O

x 3 12H⁺ + 3O₂ + 12e^- → 6H₂O

2NO + 3H₂O → N₂O₅ + 6e^- + 6H⁺ x 2 4NO + 6H₂O → 2N₂O₅ + 12e^- + 12H⁺

3O₂ + 12H⁺ + 4NO + 6H₂O → 2N₂O₅ + 6H₂O + 12H⁺

3O₂ + 4NO → 2N₂O₅

+3     -2     -1/3     +2.5

3NO₂+10S₂O₃^2-+12H⁺ → 1N₃^- + 5S₄O₆^2- + 6H₂O

N si riduce (+3 → -1/3) S si ossida (+2 → +2.5)

12H⁺ +3NO₂ → 10e^-     N₃^- + 6H₂O

2S₂O₃^2- → S₄O₆^2- + 2e^-   x5 10S₂O₃^2- → 5S₄O₆^2- + 10e^-

+7       +3            -1        +5            3-

2MnO₄^- + 3HPO₃ + OH^- → 2MnO₂ + 3PO₄^3- + 2H₂O

Mn si riduce (+7 → +4) P si ossida (+3 → +5)

2H₂O + MnO₄^- + 5e^- → MnO₂ + 4OH^-   x 2

HPO₃ + 3OH^- → PO₄^3- + 2e^- + 2H₂O   x 3

Stechiometria

19/10/2021

+6       +6              +3

3SO₂ + Cr₂O₇^2-+8H⁺ → 3SO₃ + 2Cr³⁺ + 4H₂O   1g di Na₂Cr₂O₇

quanti grammi e quante moli servono di SO₂quante moli Cr³⁺ si formanomol H⁺ necessarie

1. Bilanciare la reazione
2. mol Cr₂O₇^2- = m / PM = 1g / 262,9 g/mol = 0,00382 mol = 3,82 mmol

mol SO₂ = 3,82 mmol • 3 / 1 = 1,146 • 10^-2 mol

mol Cr³⁺ = 3,82 • 10^-3 mol • 2 / 1 = 7,64 • 10^-3 mol

mol H⁺ = 3,82 • 10^-3 mol • 8 / 1 = 30,56 • 10^-3 mol

La reazione è avvenuta in ambiente acido con acido solforico. Si forma solfato di cromo (III) . Quanti grammi se ne sono formati?

2Cr³⁺ + 3SO₄ ^2- → Cr₂(SO₄)₃

mol Cr³⁺ = 7,64·10^-3 mol

mol Cr₂(SO₄)₃ = 1/2 · 7,64·10^-3 mol = 3,82·10^-3 mol

mv Cr₂(SO₄)₃ = 3,82·10^-3 mol·392 g/mol = 1,49 9

X₄ proteina PM = 60 kDa 0,1 5 mg dissocia? quanto sono le moli di monomero?

X₄ → 4X

mol X₄ = mv / PM = 5·10^-7 g / 60·10³ Da

= 8,3·10^-9 mol = 8,3 n mol

mol X = mol X₄ 4/1 = 8.3 n mol 4 = 33.2 n mol

1 mmol NH₄ procede al 30%

2NH₃ → N₂ + 3H₂

Quante sono le moli finali?

2NH₃ N₂ 3H₂

Inizio 1 mmol

Fine reale 0,7

Se ne consuma il 30 %

0,3 (0.5)

(1.5) 0,3

Δ

30%

30 %

2NH₃

inizio

fine

iniziale

quello che

si converte

x coeff

stechiometria

5Ce⁺⁴ + 2MnO₄^- + 6H⁺ → 5CeO + 2Mn⁺² + 3H₂O

0,6 mmol Ce^-

0.5 mmol HMnO₄

Qual è il reagente in difetto / eccesso?

limità la quantità al prodotto

se Ce^- fosse in difetto quanto MnO₄ servirebbe?

mol MnO₄ = ²/₅ × 0,6 × 10^-3 mol = 0,24 × 10^-3 mol

Ce^- è in difetto

(0,24 < 0,5)

mol CeO^- = 0,6 mmol × ⁵/₅ = 0,6 mmol

mol Mn²⁺ = 0,6 mmol × ²/₅ = 0,24 mmol

mol MnO₄ = 0,5 mmol – (0,6 mmol × ²/₅) = 0,26 mmol

mol H⁺ = 0,6 mmol × ⁶/₅

⁺⁵_BrO₃⁻ + 5 Br⁻ + 3 H₂O → 3 Br₂ + 6 OH⁻

0,1 mol _BrO₃⁻

0,22 mol Br⁻

Br₂ = ?

Reagente limitante

mol _BrO₃⁻ = 0,22 mol ₁/₅ = 0,1044 mol

mol Br₂ = 0,22 mol ₃/₅ = 0,132 mol

Analisi elementare

CHN rapporto f =

Ricavato sperimentalmente x combustione

Esempio:

C₈H₉N₂O₂ PM = 174 g/mol % C = 55,17%

% H = 10,34%

% N = 16,09%

% O = 18,39%

N = ^{14,9\text{g/mol}}⁄_0,1609 = 2

O = ^{14,9\text{g/mol}}⁄_0,1839 = 2

C₃H₇O N

% O = 21,90%

% C = 49,30%

% H = 9,60%

% N = 19,20%

PM = 73 g/mol

Immaginiamo di prendere PM ipotetico = 100 g/mol

mO = 21,90 g/mol ⁄ 16 g/mol = 1,369

mC = 49,30 g/mol ⁄ 12 g/mol = 4,108

mH = 9,60 g/mol ⁄ 1 g/mol = 9,60

mN = 19,20 g/mol ⁄ 14 g/mol = 1,37

Divido x il risultato minore

O = ^1,369⁄_1,369 = 1

C = ^4,108⁄_1,369 = 3

H = ^9,60⁄_1,369 = 7

N = ^1,37⁄_1,369 = 1

Se il risultato è ancora un numero con la virgola, si moltiplica x 2

Se il PM fosse 219 g/mol (73 x 3) si moltiplicherebbe tutto x 3

soluzioni

Concentrazione molare = mol A / V soluzione

[mol / L] = M

Generalmente si usano sottomultipli:

• mM = 10^-3 M
• μM = 10^-6 M
• nM = 10^-9 M

Esempio

Fe⁰ + 3 H⁺ → Fe³⁺ + 3/2 H₂

0,5 g di Fe

H₂SO₄ 0,05 M

V = ? di una soluzione H₂SO₄ 0,05 M necessaria per reagire 0,5 g di Fe

moli Fe = 0,5 g / 55,8 g/mol = 8,96 · 10^-3 mol

moli H⁺ = 8,96 · 10^-3 · 3/1 = 2,69 · 10^-2 mol

moli H₂SO₄ = 0,0269 mol : 2 = 0,0135 mol

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

V_H2SO4 = 0,0135 mol / 0,05 mol/L = 0,269 L = 269 ml

5 mg di solfato di alluminio. Il solgo in 100 ml di H₂O, prelevo poi 10 μl e porto a 50 ml. Qual è la [Al³⁺]

Al₂(SO₄)₃

PM = (27 × 2) + 3 (32 + 48) = 294 g/mol

^{5 · 10-3 g} /_{294 g/mol} = 1.7 · 10^-5 mol

mol Al³⁺ = 1.70 · 10^-5 · 2 = 3.40 · 10^-5 mol

[Al³⁺]₁ = ^{3.40 · 10-5 mol}/_{0.1 l} = 3.40 · 10^-4 M

mol Al³⁺ = ^{3.40 · 10-4 mol}/_L · 10 · 10^-6 L = 3.40 · 10^-9 mol

[Al³⁺] = ^{3.40 · 10-9 mol}/_{0.05 L} = 6.8 · 10^-8 M = 68 nM

Oppure

M₁V₁ = M₂V₂

3,40 · 10^-4 M · 10 μl = ? · 50 ml

(dati iniziali) [HRP] = 10 μM

PM = 43 kDa

V = 10 ml

Mi servono 1 ml di soluzione 34 nM

mol HRP = 34 · 10^-9 mol/L · 10^-3 L = 34 · 10^-12 mol

V = ^mol/_mol/L = ^{34 · 10-12 mol}/_{10^-5 M} = 3,4 μl

10 μM PrCl₃ 30 ml

20 μM Pr(H₂PO₄)₃ 5 ml

15 μM Pr₂(SO₄)₃ 10 ml

V_f = 30 + 5 + 10 = 45 ml

mol Pr³⁺ = 10 · 10^-6 · 3 · 10^-2 = 3 · 10^-7 mol

mol Pr³⁺ = (20 · 10^-6 · 5 · 10^-3) · 2 = 2 · 10^-7 mol

mol Pr³⁺ = (15 · 10^-6 · 10 · 10^-2) · 2 = 3 · 10^-7 mol

[Pr³⁺] = (3 + 2 + 3) · 10^-7 / 0,045 L = 1,8 · 10^-5 M

0,138 g Na₂S₂O₃ titolati con [ I ₃]^- = 0,005 M

Val punto di equivalenza?

2 S₂O₃ ^2- + I₃ ^- → S₄O₆ ^2- + 3 I^-

mol Na₂S₂O₃ = ^{0,138 g} / 248.2 = 8,43 · 10^-4 mol

mol I₃^- = 8,43 · 10^-4 mol · ^1/2 = 4,13 · 10^-4 mol

V_eq = ^{4,13 · 10-4 mol} / 0,005 M = 8,7 · 10^-3 L = 8,7 ml