Fondamenti di chimica - reazioni chimiche e esercizi sulle ossidoriduzioni

REAZIONE CHIMICA

Non va identificata come la conoscenza dell'ep. chimica,ma indica solo il prima e il dopo della reazione vera epropria. Conoscere una reazione significa interprolare lefreccie ed separare REAGENTI dai PRODOTTI.

Ogni reazione comporta la rottura di alcuni legami e formazionedi nuovi legami, ed avviene spontaneamente se ad essa corrispondeuna diminuzione di energia libera. Ogni reazione è caratteriz.da param. termodinamici che consentono di determinare se e quantola reazione puo avvenire e da dati cinetici che consentono dideterminare la velocita' con cui essa avviene.

Le reazioni si dividono in:

• Reaz di ossidoriduzione, dove le specie atomiche varianoil num di ossidazione;
• Reaz di non di ossidiana, dove ciò non avviene.

Esse avvengono con la variazione macroscopica del sistema(colore, forma, solido, sogliemento, gas).[Non sempre c'è variazione macroscopica]

Si usano le equazioni chimiche

R₁ + R₂ ➔ P₁ + P₂

• Info qualitativa - quali sono reagenti e prodotti
• Info quantitativa - quanti reagenti e quanti prodotti

Se la trasformazione dei reagenti in prodotti è:

• totale si usa ➔
• in equilibrio si usa ⟷

Esempio:

K + H₂O ➔ KOH + H₂

Per avere info quantitative ci sono blanciamenti alla base delprincipo di conservi delle masse.[n. atomi sinistra = n. atomi destra]

REAZIONE CHIMICA

Non va identificata come la conoscenza dell'esp. chimica, ma indica solo il prima e il dopo della reazione vera e propria. Conoscere una reazione significa interpretare le frecce ed separare REAGENTI dai PRODOTTI.

Ogni reazione comporta la rottura di alcuni legami e formazione di nuovi legami, ed avviene spontaneamente se ad essa corrisponde una diminuzione di energia libera. Ogni reazione è caratteriz-

zata da dati termodinamici che consentono di determinare se e quanto la reazione può avvenire e da dati cinetici che consentono di determinare la velocità con cui essa avviene.

Le reazioni si dividono in:

• Reaz. di OSSIDORIDUZIONE, dove le specie atomiche variano i num di ossidazione;
• Reazioni NON DI OSSIGENO, dove ciò non avviene.

Esse avvengono con la variazione macroscopica del sistema (colore, forma, solido, scioglimento gas).

[Non sempre c'è variazione macroscopica]

Si usano le EQUAZIONI CHIMICHE

R₁ + R₂ → P₁ + P₂

• Info qualitativa = quali sono reagenti e prodotti
• Info quantitativa = quanti reagenti e quanti prodotti

Se la trasformazione dei reagenti in prodotti è:

• Totale si usa →
• In equilibrio si usa ⇄

Esempio:

K + H₂O → KOH + H₂

Per avere info quantitativa ci sono BILANCIAMENTI alla base del principio di conservi delle masse.

[n atomi sinistra = n atomi destra]

COEFF STECHIOMETRICO

numeri interi usati per bilanciare ed ottenere stesso numero di atomi a destra e sinistra.

Definiscono le proporzioni secondo cui le varie specie chimiche scompaiono e si formano.

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂

NON AGGIUNGERE ATOMI CHE NON CI SONO NELLA REAZIONE & NON MODIFICARE FORMULE CHIMICHE

METODO PER TENTATIVI

• Scrivi l'eq scheletro
• bilanciamento per verifica

SUGGERIMENTI

• Bilanciare prima la specie più complessa (qll con maggior numero di atomi)
• Bilanciare prima i composti dove appare una sola volta un elemento. Idl lo stesso elemento.
• Quando un reagente o un prodotto esiste come elemento libero va bilanciato per ultimo.
• In alcune reazioni ioni; gruppi di atomi restano immutati, bilanciare quei gruppi come unità.
• È possibile usare come coeff. stechiometrici sia numeri interi che frazionari (generalmente meglio numeri interi e piccoli).

2NH₃ + (5/2)O₂ → 2NO + (3/2)O

oppure:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

Si usa scrivere (g)=gas (l)=liquido (s)=solido (aq)=sol acquosa

Sopra le frecce si mettono info aggiuntive per indicare quando è stato fornito del calore al sistema (Δ), oppure si può anche indicare la pressione, il solvente o il catalizzatore.

Tutte le CONDIZIONI CHE RENDONO POSSIBILE LE REAZIONI.

EQ CHIMICHE E STECHIOMETRIA

N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)

Equivale a dire:

1 mol N₂(g) + 3 mol H₂ → 2 mol NH₃

RAPPORTI MOLARI

• 1 mol N₂ si consuma e forma 2 mol NH₃
• 3 mol H₂ si consumano e formano 2 mol NH₃
• Per ogni mol N₂ consumata vengono consumate 3 mol H₂

1 mol N₂ = 2 mol NH₃

1 mol N₂ = 3 mol H₂

Chemicamente equivalente (↔)

Bilanciando l'eq. suddetta trovo rapporti molari, grazie ad essi trovo: un reagente o un prodotto in base al problema che ho

• mol SOSTANZA DESIDERATA = moli SOSTANZA DATA × FATTORE DI CONVERSIONE

1. sost. desid. sost. dato = 2 mol NH₃ 1 mol N₂
2. sost. desid. sost. dato = 1 mol N₂ 2 mol NH₃

#Esempio: se conosco le moli di N₂ e voglio vedere quante moli di NH₃ si formano (dato) dopo la reazione uso (1).

Problema 1

Se faccio reagire 0,35 mol N₂ con quantità suff di H₂, quante moli di NH₃ si producono?

N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)

mol NH₃ = mol N₂ × ^{2 mol NH₃}/_{1 mol N2} = 0,35 × 2 = 0,70 mol NH₃

Problema 2

Un campione di Clorato di Potassio ha fornito per decomposizione secondo la reazione (non bilanciata)

2 KClO₃(s) → 2 KCl(s) + 3 O₂(g)

0,91 g di ossigeno. Quanto è la massa iniziale di KClO₃?

n(O₂) = ^g_O2/_MO2 = 9 ÷ 32 g = 0,03 mol O₂

2 mol di KClO₃ = 3 mol O₂

→ mol KClO₃ = mol O₂ × ^{2 mol KClO₃}/_{3 mol O2} = 0,03 × ²/₃ = 0,02 g

REATTIVO LIMITANTE

è il REAGENTE che produce meno prodotto. Quando un reagente si consuma del tutto la reazione termina anche se l'altro ce n'è ancora.

Il prodotto si calcola sulla base del reattivo in difetto (esempio delle gomme della macchina).

SUGGERIMENTI PER TROVARE IL REATTIVO LIMITANTE

• a) Calcolare la quantità di prodotto che si formerebbe se il primo reagente venisse completamente consumato.
• b) Ripetere lo stesso calcolo per il secondo reagente.
• c) Scegliere la + piccola delle 2 quantità (calcolate in a) e b)). Qst è la RESA TEORICA del prodotto, il reagente che produce la quantità più piccola è il REATTIVO LIMITANTE.

RESA TEORICA

è la quantità massima (che dovrei ottenere) che posso ottenere secondo i reagenti secondo i rapporti stechiometrici.

RESA EFFETTIVA

è la quantità di prodotto che si ottiene effettivamente dopo la reazione.

RESA PERCENTUALE

Indica di quanto il dato ottenuto si discosta da quello teorico.

R. Percentuale = (RESA EFFETTIVA / RESA TEORICA) x 100

REAZIONI CHIMICHE IN SOLUZIONI ACQOSE (IDROLISI)

NaCl_(s) + H₂O_(l) → Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

ACQUA RIESSCE A SCIOGLIERE COMPOSTI IONICI

ELETTROLITI

• Sostanze che sciogliendo in acqua liberano ioni

La reazione che porta alla formazione di ioni si chiama IONIZZAZIONE.

• DEBOLI conducono debolmente la corrente elettrica nelle soluzioni acquose.

Avviene una DISSOCIAZIONE PARZIALE

Esempi:

• CaCO_{3(s) H2O} → Ca²⁺_(aq) + CO₃^2-_(aq)
• CH₃CO₂H_{(aq) H2O} ↔ CH₃CO₂^-_(aq) + H⁺_(aq)

• FORTI conducono bene la corrente elettrica nelle soluzioni acquose.

(In genere tutti i composti ionici sono elettroliti forti)

Avviene una DISSOCIAZIONE COMPLETA

Esempi:

• NaCl _H2O → Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq) (messo in acqua)
• HCl_{(g) H2O} → H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Acidi e Basi

Arrhenius 1884

Acido - specie che produce ioni H⁺ in solu. acquosa.

Base - specie che produce ioni OH^- in solu. acquosa.

es. Acido: HCl_(aq) → H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

es. Base: NaOH_(aq) → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Acidi e Basi si classificano FORTI / DEBOLI in base agli elettroliti

dissociazione completa / dissociazione parziale

Reazioni Acido-Base

2 HCl_(aq) + Ba(OH)_2(aq) → BaCl_2(aq) + 2 H₂O

Eq. Ionica:

2 H⁺_(aq) + 2 Cl^-_(aq) + Ba²⁺_(aq) + 2 OH^-_(aq) → Ba²⁺_(aq) + 2 Cl^-_(aq) + 2 H₂O

Eq. Ionica Netta (uguale in tute le reazioni Acido-Base)

2 H⁺_(aq) + 2 OH^-_(aq) → 2 H₂O

Caratteristica di cst reazione è formazione molecolare D'ACQUA

HX_(aq) + M(OH)_(aq) → MX_(aq) + H₂O

(Acido)   (Base)   (Sale)

X può essere anione monatomico o poliatomico

Esempio:

3 H₂SO_4(aq) + 2 Fe(OH)_3(s) → Fe₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

OSSIDI DISCIOLTI IN ACQUA

2 CATEGORIE in base a cosa succede con l’acqua:

• OSSIDI BASICI: ossidi dei metalli che disciolti in acqua formano gli IDROSSIDI.
  • Na₂O_(s) + H₂O_(e) → 2 NaOH_(aq)
  • CaO_(s) + H₂O → Ca(OH)_2(aq)
• OSSIDI ACIDI: ossidi di non metalli che disciolti in acqua formano gli OSSOACIDI.
  • SO_3(s) + H₂O → H₂SO_4(aq)
  • N₂O_5(s) + H₂O → 2 HNO₃

REAZIONI DI PRECIPITAZIONE

Avviene la formazione di sostanze poco solubili (PRECIPITATI)

• Na I_(aq) + Pb (NO₃)_2(aq) → H₂O ?
  • Mescolando si forma un precipitato giallo

  [TABELLA che dice quali composti ionici sono più o meno solubili]

  Eq ionica:

  Na I_(aq) + Pb (NO₃)_2(aq) → Na⁺ + I^- + Pb²⁺ + 2 NO₃^-

  Si possono combinare in:

  Na I_(aq) + Pb (NO₃)_2(aq) → Pb I_2(s) + 2 Na NO_3(aq)

  • Si forma un solido (precipitato)
  • Sale di un elemento del 1 gruppo quindi sempre solubile

OSSIDORIDUZIONE

• Elemento che cede elettroni - Si ossida (riducente)
• Elemento che acquista elettroni - Si riduce (ossidante)

2Fe₀ (s) + O₂ (g) → 2FeO (s)

Si ossida (riducente) → Si riduce (ossidante)

BILANCIAMENTO EQ DI OSSIDORIDUZIONE

1. Conserv. del numero totali di atomi
2. Conserv. della carica elettrica
3. Equin. numeri elettroni ceduti dal riducente e numero di elettroni acquistati dall'ossidante.

(Alcuni casi soddisf. 1) e 2) ma non 3), quindi non è bilanciato)

PROCEDIMENTO:

1. a) Dividere l'eq. nelle SEMIREAZIONI di riduzione e ossidazione.
2. b) Bilanciare le semireazioni
3. c) Combinare le semireazioni in modo tale che nelle eq. finale non compaiono elettroni.

PROCEDIMENTO x bilanciare le SEMIREAZIONI

1. Bilanciare gli atomi dell'elemento che cambia il num di ossidazione (stesso numero di moli a destra e sinistra).
2. Bilanciare numero di ossidazione aggiungendo ELETTRONI.
3. Bilanciare le CARICHE aggiungendo H⁺ (ambiente acido) oppure OH^- (ambiente basico).
4. Bilanciare gli atomi di IDROGENO aggiungendo molecole di ACQUA (H₂O).
5. Controllare il numero di atomi di OSSIGENO.

K₂MnO₄ + HNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + HNO₃ + H₂O

Metodo ionico elettrone:

2x MnO₄^- + 5e^- + 8H⁺ → Mn⁺² + 4H₂O

5x HNO₂ → NO₃^- + 2e^- + 3H⁺

2) 2MnO₄^- + 5HNO₂ + 16H⁺ + 5H₂O → 2Mn⁺² + 5NO₃^- + H⁺ + 8H₂O

Combino le semíreazioni in modo tale che nell'equaz. finale non compaiono elettroni:

2) K₂MnO₄ + 5HNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 7K₂SO₄ + 5HNO₃ + 3H₂O

Elettroni acquistati e ceduti:

• 6 cariche neg. = 3 cariche pos.
• 0 cariche = 3 cariche neg.

Tante procedure relative per bilanciare l'equazione.

3PbCl₂ + IO₃^- + 6HCl → 3PbCl₄^2- + 4I^- + 3H₂O

Si ossida (riducente)

Si riduce (ossidante)

3x[Pb²⁺ → Pb⁴⁺ + 2e]

1x[IO₃^- + 6e + 6H⁺ → I^- + 3H₂O]

3Pb²⁺ + IO₃^- + 6H⁺ → 3Pb⁴⁺ + I^- + 3H₂O

NaCe(OH)₄ → NaCeO₂ + H₂O

Si ossida (rilevante)

Si riduce (ossidante)

Ce + 2e → CeO₂

Ce(OH)₄ + 2OH^- → CeO^- + 2e

2x [Ce(OH)₂ → Ce³⁺ + CeO₂ + 3H₂O]

Ambiente basico

Da tenere in considerazione

1_H3BO3 + 2_Al⁰ + 2_{Na OH} → 4_BH3, 2_{Na Al O2} + 1_H2O

Si ossida (riducente)

Si riduce (ossidante)

4_BH3

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Si ossida (riducente)

Si riduce (ossidante)

Cu⁰ - 3e + 4H⁺ → Cu⁺² + 2NO + 2H₂O

8H⁺

3Cu + 3NO₃^- + 8H⁺ → 3Cu + 9NO + 14H₂O

8HNO₃

Acido nitrico è usato in parte nell'ossidazione del rame e in parte nella riduzione, quindi si bilancia alla fine.