Reazioni chimiche e stechiometria

Reazioni di precipitazione e reazioni redox

Le reazioni di precipitazione implicano la formazione di un prodotto insolubile che prende il nome di precipitato. I reagenti in tali reazioni sono comunemente composti ionici solubili in acqua. Quando queste sostanze si disciolgono in acqua, esse si dissociano nei loro anioni e cationi. La precipitazione avviene se il catione di uno dei composti presenti in soluzione può formare un composto insolubile con l'anione dell'altro.

Nelle reazioni redox si osserva la variazione del numero di ossidazione di alcuni elementi partecipanti alla reazione. Avviene uno scambio di elettroni tra i reagenti. Il numero di ossidazione è il numero, positivo o negativo, che si ricava attribuendo, nell'ambito del legame fra due atomi, tutti gli elettroni del legame al più elettronegativo. Alcune regole per il calcolo del numero di ossidazione sono:

1. Allo stato elementare il numero di ossidazione è sempre 0.
2. L'idrogeno ha sempre numero di ossidazione +1, tranne che negli idruri in cui è -1.
3. L'ossigeno ha sempre numero di ossidazione -2, tranne...

che nei perossidi (^-1), nei superossidi (^-1/2), e in OF₂(⁺²);4. Il F ha sempre n° di ox -1;5. La somma algebrica dei n° di ox di tutte le specie atomiche di un composto deve essere pari alla sua carica complessiva;6. Il n° di ox degli elementi del I gruppo = +1;7. Il n° di ox degli elementi del II gruppo = +2;8. Il n° di ox degli elementi del III gruppo = +3 (ma non sempre);9. Il n° di ox degli elementi del IV gruppo = +2 e ±4;10. Il n° di ox degli elementi del VI, VII gruppo e degli elementi di transizione è variabile. Metodi per bilanciare una redox: metodo delle semireazioni 1. Si attribuiscono i n° di ox ai vari elementi e si individuano le semireazioni di ossidazione e di riduzione; 2. Si scrivono separatamente le due semireazioni; 3. Se necessario, si bilanciano gli elementi che partecipano alla reazione di ossidazione e di riduzione e si determinano il numero di elettroni persi ed acquistati nelle due semireazioni; 4. Si bilanciano le

cariche utilizzando ioni H (ambiente acido) oppure ioni OH (ambiente basico) e, se necessario, si aggiungono molecole di acqua per bilanciare il numero di atomi di O;

Si eguagliano gli elettroni ceduti con quelli acquistati moltiplicando la semireazione di riduzione per il numero di elettroni coinvolti in quella di ossidazione e viceversa.

Si sommano le due semireazioni e si semplificano gli elettroni.

Se necessario, si riscrive la reazione in forma molecolare e si bilanciano "a vista" gli ioni spettatori aggiunti.

Bilanciamento in ambiente acido:

1. Si attribuiscono i n° di ossidazione ai vari elementi e si individuano le semireazioni di ossidazione e riduzione.

Manganese diminuisce il suo n° di ossidazione passando da +7 a +2 (reazione di riduzione) mediante un acquisto di 5 elettroni;

Iodio passa da -1 a 0 (reazione di ossidazione) perdendo 1 elettrone.

2. Si scrivono separatamente le due semireazioni:

-I -> I (reazione di ossidazione);

-4 +2I +MnO -> I +Mn (reazione di riduzione);

2+MnO Mn (reazione di riduzione).

Se necessario si bilanciano gli elementi che partecipano alla reazione di ossidazione e di riduzione (in questo caso va bilanciato lo iodio) e si determinano il numero di elettroni persi e acquisiti nelle due semireazioni.

-2I I +2e (reazione di ossidazione) gli elettroni persi nella semireazione sono 2 (1 elettrone per ciascun atomo di iodio);

4- - 2+MnO +5e Mn (reazione di riduzione).

Si bilanciano le cariche utilizzando ioni H (ambiente acido) e, se necessario, si aggiungono molecole di acqua per bilanciare il numero di atomi di O.

In questo caso, la reazione di ossidazione non deve essere bilanciata in quanto presenta due cariche negative tra i reagenti e due cariche negative tra i prodotti.

-2I I +2e -> 2+4b. si bilanciano le cariche utilizzando ioni H (ambiente acido) e, se necessario, si aggiungono molecole di acqua per bilanciare il numero di atomi di O.

4- - 2+MnO +5e Mn

La semireazione di riduzione, invece,

presenta 6 cariche negative tra i reagenti e 2 cariche positive tra i prodotti.

Per bilanciare le cariche della semireazione bisogna, pertanto, aggiungere 8 ioni +H tra i reagenti: + 4- - 2+8H +MnO +5e Mn +4H O → 2

Il n° di atomi di ossigeno è 4 sia tra i reagenti che tra i prodotti.

5. Si eguagliano gli elettroni ceduti con quelli acquistati.

La semireazione di ossidazione va moltiplicata per 5 mentre la semireazione di riduzione va moltiplicata per 2. - -(2I I +2e ) x5 → 2+ 4- - 2+(8H +MnO +5e Mn +4H O) x2 → 2

Risulta pertanto: - -10I 5I +10e → 2+ 4- - 2+16H +2MnO +10e 2Mn +8H O → 2

6. Si sommano le due semireazioni e si semplificano gli elettroni.- + 4- 2+10I +16H +2MnO 5I +2Mn +8H O → 2 2

Bilanciamento in ambiente basico - - - 3-Cl +I +OH Cl +IO +H O →2 2

1. Si attribuiscono i n° di ox ai vari elementi e si individuano le semireazioni di ossidazione e di riduzione.

Cl diminuisce il proprio n° di ox passando da 0 a -1 (reazione di riduzione); I

aumenta il proprio n° di ox da -1 a +5 (reazione di ossidazione).

2. Si scrivono separatamente le due semireazioni.

-Cl → Cl^- (reazione di riduzione);

-I → IO^- (reazione di ossidazione).

3. Se necessario si bilanciano gli elementi che partecipano alla reazione di ossidazione e di riduzione (nel nostro caso dobbiamo bilanciare il cloro) e si determinano il n° di elettroni persi ed acquistati nelle due semireazioni.

-Cl + 2e → 2Cl^-

-I → IO^- + 6e

4. Si bilanciano le cariche utilizzando ioni OH (ambienta basico) e, se necessario, si aggiungono molecole di acqua per bilanciare il n° di atomi di O e di H.

-Cl + 2e + 6OH → 2Cl^- + 3H₂O

-I + IO^- + 6e + 3H₂O → 2I^- + 6OH

5. Si eguagliano gli elettroni ceduti con quelli acquistati.

3(-Cl + 2e + 6OH) → 2Cl^- + 6e

(-I + IO^- + 6e + 3H₂O) → 2I^- + 6OH

Risulta pertanto: 5(-Cl + 2e + 6OH) → 6Cl₂^- + 3(-I + IO^- + 6e + 3H₂O)

6. Si sommano le due semireazioni e si semplificano gli elettroni.

-3Cl + 6OH + I → 6Cl + IO^- + 3H₂O

Sarà ovvio che

è avvenuta una reazione di ossido-riduzione quando un elemento allo stato naturale viene trasformato in un composto o quando nella reazione sono presenti agenti ossidanti o riducenti molto noti. Al pari dell'ossigeno, gli alogeni (F, Cl, Br ed I) sono sempre agenti ossidanti nelle loro reazioni con i metalli ed i non metalli. Reazioni di disproporzionamento (o dismutazione o ossido-riduzione interna) La stessa specie chimica si comporta contemporaneamente da ossidante e da riducente: una parte di essa si riduce; una parte di essa si ossida. Si procede come per le altre redox si deve verificare che il numero di elettroni ceduti dalla parte che si ossida sia esattamente pari al numero di elettroni acquistati dalla parte che si riduce. Acidi e basi sono due classi di composti molto importanti. Essi posseggono alcune proprietà tra loro collegate. Per esempio, le loro soluzioni possono cambiare il colore di pigmenti vegetali. In linea di massima, acidi e basi.sembrano avere proprietà opposte: una base può neutralizzare l'effetto di un acido; un acido può neutralizzare l'effetto di una base. Definizione di Arrhenius: la sua definizione per acidi e basi deriva dalla teoria degli elettroliti e si basa sulla formazione di ioni H+ ed OH- in soluzioni acquose. Acido: sostanza che disciolta in acqua aumenta la concentrazione degli ioni H+ in soluzione. Base: sostanza che disciolta in acqua aumenta la concentrazione degli ioni OH- in soluzione. La reazione di un acido con una base produce un sale ed acqua. Le reazioni acido-base vengono descritte come il risultato della combinazione di ioni H+ e OH- per formare acqua. Arrhenius ha proposto che la forza di un acido è in relazione al grado di ionizzazione dello stesso. Definizione di Brønsted-Lowry: considerarono gli acidi e le basi in termini di trasferimento di un protone H+ da una specie ad un'altra e descrissero tutte le reazioni.acido-base in termini di equilibrio. Concetti principali della teoria Brønsted-Lowry:

• Acido: donatore di protoni
• Base: accettore di protoni
• Una reazione acido-base coinvolge il trasferimento di un protone da un acido ad una base per formare un nuovo acido ed una nuova base. La reazione viene descritta come reazione di equilibrio e favorisce l'acido e la base più deboli.

Quindi:

• Acido forte: ionizzato al 100%, l'equilibrio favorisce i prodotti
• Acido debole: ionizzato << del 100%, favorisce i reagenti
• Base debole: ionizzata << del 100%, l'equilibrio favorisce i reagenti

Alcune specie sono descritte come anfiprotiche, cioè possono comportarsi da acido o da base a seconda della reazione. Reazioni degli acidi e delle basi: gli acidi e le basi in soluzione acquosa reagiscono per formare un sale ed acqua. La parola "sale" in chimica viene utilizzata per i composti ionici.

La cuicazione deriva da una base e l'anione deriva da un acido. La reazione di uno qualsiasi degli acidi con una qualsiasi delle basi contenenti lo ione idrossido forma sale ed acqua.

Ossidi dei metalli e dei non-metalli gli ossidi dei non metalli, quali biossido di carbonio (CO₂) e il triossido di zolfo (SO₃), non hanno atomi di H ma reagiscono con l'acqua producendo ioni H⁺ e O^3-.

Gli ossidi quali CO₂, che possono reagire con l'acqua per formare ioni H₂O sono chiamati ossidi acidi.

Gli ossidi dei metalli sono chiamati ossidi basici perché quando si disciolgono in quantità apprezzabile in acqua, originano soluzioni basiche.

Reazioni che sviluppano gas le reazioni più comuni che portano allo sviluppo di gas sono quelle che determinano la formazione di CO₂. Tutti i carbonati (e bicarbonati) dei metalli reagiscono con gli acidi per dare un sale ed un acido carbonico, H₂CO₃, che successivamente si decompone rapidamente in biossido di carbonio ed acqua.

Se la reazione si fa avvenire in un becher aperto, la maggior parte della CO fuoriesce gorgogliando dalla soluzione.

Calcoli stechiometrici

Il calcolo stechiometrico permette di determinare matematicamente le quantità di reagenti e prodotti coinvolti in una reazione chimica. La stechiometria di r