Tipi di reazioni. Reazioni chimiche. Di dissociazione. Di sintesi. Di semplice scambio. Di doppio scambio. Reazioni complesse

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1 Tipi di reazioni Le reazioni chimiche vengono tradizionalmente classificate a seconda del tipo di trasformazione subita dai reagenti: Reazioni chimiche possono essere Di dissociazione Una sostanza subisce la scissione in composti più semplici o addirittura elementi Di sintesi Due opiù sostanze si combinano dando luogo ad una sostanza più complessa Di semplice scambio Un elemento entra a far parte di un composto, sostituendosi ad altri atomi che vengono liberati Di doppio scambio Due sostanze entrano in reazione scambiandosi reciprocamente un atomo o un gruppo di atomi Reazioni complesse Più sostanze reagiscono tra loro per dar luogo ad altre sostanze con uno schema non individuabile tra quelli esposti 1

2 Possiamo altrimenti classificarle: Reazioni chimiche possono essere Di: associazione dissociazione complessazione precipitazione Di neutralizzazione Non sempre cambia il numero di ossidazione degli elementi Di ossidoriduzione (redox) Cambia il numero di ossidazione degli elementi Bilanciamento delle reazioni di dissociazione : Ca ClO CaCl O 1. 4 Nel secondo membro sono presenti atomi di Ca e di Cl in egual numero come nel primo membro; però vi sono solo atomi di O contro 8 nel primo membro. Occorre quindi moltiplicare la molecola di per 4: O Ca ClO CaCl O 4 4

3 Fe SO Fe O SO Gli atomi di Fe sono bilanciati, non così gli altri. Abbiamo 3 atomi di S a sinistra e uno soltanto a destra. Occorre moltiplicare per 3, in questo modo risultano bilanciati anche gli atomi di ossigeno. SO Fe SO Fe O SO NH N H 3 3 Per bilanciare gli atomi di N occorre moltiplicare per destra per 3 H : NH N 3H 3 NH 3 e, di conseguenza moltiplicare a 3

4 Reazioni di ossidoriduzione Un elemento si ossida quando cede elettroni aumentando il proprio numero di ossidazione. Un elemento si riduce quando acquista elettroni e quindi diminuisce il suo numero di ossidazione. Gli elementi che si ossidano sono detti riducenti (essendo donatori di elettroni). Gli elementi che si riducono sono detti ossidanti (essendo accettori di elettroni). Una ossidazione deve sempre essere accompagnata da una riduzione, in misura tale che il numero degli elettroni acquistati dall ossidante sia pari al numero di elettroni ceduti dal riducente. Determinazione del numero di ossidazione degli elementi nei loro composti Il numero di ossidazione (n.o.) di un atomo in un composto rappresenta la carica che assumerebbe l atomo se gli elettroni di legame fossero assegnati all atomo più elettronegativo. Regole 1. Il n.o. di una sostanza allo stato elementare è zero. Es. : N, H, Cl, Fe, s S, ecc. 8. Nel calcolo del numero di ossidazione non devono essere considerati i legami tra atomi uguali. Es: HO H O O H I l legame tra due ossigeni non si conta 3. Il numero di ossidazione di un catione o di un anione si identifica con la propria carica. Esempio: n.o. Na 1 ; n.o. n.o. 3 Al 3 ; ecc. Ca ; 4. L idrogeno ha comunemente n.o. +1; ha numero di ossidazione -1 negli idruri che forma con i metalli meno elettronegativi; 1 1 H Cl Na H 1 1 ;. 4

5 5. L ossigeno ha sempre n.o. - tranne: in OF dove ha n.o. + nei perossidi dove ha n.o. -1 esempio: HO ; Na O ; ecc. nei superossididove ha n.o. 1 esempio: NaO superossido di sodio. :.. ::.. : O O Na. 6. Il fluoro ha sempre n.o. -1 Esempio: NaF, HF, ecc. 7. La somma algebrica dei numeri di ossidazione di ciascun atomo presente in una molecola vale zero. Dato un composto a b c A B C, si dovrà avere che: x a y b z c 0. x y z Esempio: 1 6 H S O 4 si dovrà avere La somma algebrica di ciascun atomo presente in uno ione poliatomico è uguale alla sua carica. 4 5 P O Esempio:

6 6

7 Bilanciamento delle redox con il metodo degli ioni formali Si consideri la reazione: KMnO SnSO H SO MnSO Sn SO H O K SO Descriviamo le operazione che occorre eseguire nell ordine più opportuno. 1. Si determinano i numeri di ossidazione dei vari elementi allo scopo di individuare la specie che si ossida e quella che si riduce. Si trova che: a. Il manganese si riduce, passando da n.o. +7 a n.o. +. b. Lo stagno si ossida passando da n.o. +4 a n.o. +.. Si scinde la reazione in due semireazioni, una per la riduzione e una per l ossidazione: a. b. Mn 5e Mn 7 4 Sn Sn e 7

8 In questo caso abbiamo rappresentato le variazioni di numeri di ossidazione facendo uso degli ioni formali. Non è infatti pssibile pensare a ioni eptavalenti (con 7 cariche positive). 3. Dovendo essere il numero di elettroni scambiati uguale per l ossidante e per il riducente, l equazione a) deve essere moltiplicata per, mentre la b) per 5: a. 7 Mn 5e Mn b. 5 4 Sn Sn e e quindi: a. b. Mn 10e Mn 7 4 5Sn 5Sn 10e 4. Si sommano le due semireazioni: a. b. Mn 10e Mn 7 4 5Sn 5Sn 10e Mn 5Sn Mn 5Sn 7 4 8

9 5. Le specie molecolari che contengono Mn e Sn dovranno portare coefficienti tali da rispettare le equazione scritta sopra.: KMnO 5SnSO H SO MnSO 5Sn SO H O K SO Infine devono essere bilanciate le masse tenendo però fissi i coefficienti già assegnati: KMnO 5SnSO 8H SO MnSO 5Sn SO 8H O K SO Esempi H 3PO AgNO 3 H O Ag H3PO4 HNO3 Scriviamo i numeri di ossidazione: H P O Ag N O H O Ag H P O H N O vediamo che le specie che si ossidano e riducono sono: 1 5 Ox P P 4e Rid Ag e Ag 0 9

10 e bilanciando: 1 5 Ox P P 4e Rid 4 Ag e Ag ossia 1 5 Ox P P 4e Rid4 Ag 4e 4Ag P 4Ag P 4Ag Riportando i coefficienti: H P O 4Ag N O H O 4Ag H P O H N O e bilanciando le masse: H PO 4AgNO H O H PO 4Ag 4HNO

11 Reazioni in forma ionica La rappresentazione delle formule di reagenti e prodotti in una reazione deve corrispondere il più possibile alla effettiva costituzione della sostanza. Ad esempio, dovendo rappresentare l ossigeno, oppure l azoto, si scriveranno le forme molecolari O e N perché come tali entrano nelle reazioni. Moltissime reazioni, come abbiamo visto, avvengono in soluzione acquosa, dove reagenti e prodotti non sono sempre presenti in forma molecolare, bensì sotto forma di ioni nei quali sono dissociati. Regole per la trasformazione dalla forma molecolare alla forma ionica 1. Gli acidi: a. Gli acidi forti si dissociano in ioni H e radicali acidi con cariche negative. b. Gli acidi deboli, che hanno scarsa tendenza a dissociarsi, si possono lasciare anche in forma molecolare. c. Gli acidi deboli poliprotici, o vengono lasciati in forma molecolare oppure vengono scritti in forma ionica secondo la dissociazione che è più rispondente alle condizioni sperimentali.. Gli alcali (esempio NaOH ) si dissociano in ioni positivi e ioni OH. Le basi deboli (tutte escluse quelle alcalino-terrose, ossia con il catione del secondo gruppo) si possono lasciare in forma molecolare. L idrato di ammonio NH e OH. NH OH si dissocia in I Sali si scompongono nello ione metallico positivo e nel radicale acido negativo. Sali particolarmente insolubili quali ZnS, ecc., e alogenuri 4. Gli ossidi ( Hg Cl, oppure a carattere covalente CCl, CBr 4 4 Fe O, CaO, ecc.), le anidridi ( PO, SO, CO, ecc.), l acqua, gli elementi semplici ( Br, Cl, O 3 5 NH, PH, HS, HO 3 3 binari con l idrogeno che non siano idracidi forti ( vengono lasciate in forma molecolare. As S, HgS,, ecc., vengono lasciati spesso in forma molecolare. 5, ecc.), i composti, ecc.), tutte le sostanze organiche che non siano Sali, Per le reazioni ioniche : a. Deve essere soddisfatta la legge della conservazione degli atomi; b. La somma algebrica delle cariche ioniche deve essere la stessa nei due membri dell equazione chimica (a sx i reagenti e a dx i prodotti). 11

12 Bilanciamento delle reazioni redox secondo il metodo ionico elettronico Consideriamo la reazione: HNO FeCl HCl NO FeCl H O 3 3 Bilanciamo la reazione con il metodo ionico elettronico. 1. La reazione viene posta in forma ionica, semplificando gli ioni che compaiono identici nei due membri e non tenendo al momento conto dei coefficienti: H NO Fe Cl H Cl NO Fe Cl H O non tenendo conto dei coefficienti (essendo la reazione non bilanciata): 3 H NO Fe Cl NO Fe Cl H O 3 e semplificando gli ioni presenti a dx e a sx: 3 H NO Fe NO Fe H O 3. Si determinano i numeri di ossidazione dei vari elementi allo scopo di individuare le specie che si ossidano e quelle che si riducono: - L azoto si riduce, passando da n.o. +5 a n.o. + - Il ferro si ossida, passando da n.o. + a n.o. +3 1

13 3. Si scinde la reazione in due semireazioni, dove si riportano solo gli ioni o le molecole direttamente interessate: - riduzione: NO NO 3 - ossidazione: Fe Fe 3 4. Si assegnano separatamente i coefficienti alle due semireazioni: - riduzione: NO NO 3 Gli atomi di azoto sono bilanciati; invece a sinistra sono presenti 3 atomi di ossigeno contro uno a dx. Si introducono a dx tante molecole di quanti sono gli atomi di ossigeno a sx: HO NO NO H O 3 gli atomi di idrogeno vengono bilanciati aggiungendo H a sinistra: Bilanciamo ora le cariche: NO 4H NO H O 3 NO 4H 3e NO H O 3 13

14 - ossidazione: Si procede in modo analogo: Fe Fe 3 3 Fe Fe e Gli elettroni scambiati a sx deve essere uguale a quelli scambiati a dx: Si sommano le due equazioni parziali: Fe Fe e ox rid Fe Fe e NO 4H 3e NO H O Fe NO H Fe NO H O Trascriviamola in forma molecolare: 3FeCl HNO 3HCl 3FeCl NO H O

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