Le reazioni chimiche. Reazioni chimiche

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1 Le reazioni chimiche Reazioni chimiche Equazioni di reazione Leggi ponderali delle reazioni chimiche Classificazione (reazioni non redox e reazioni redox) Reazioni non redox (es. reazioni acidobase, di precipitazione) Bilanciamento reazioni non redox Reazioni di ossidoriduzione Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione Stechiometria Reazioni chimiche Una reazione chimica è un processo dinamico in cui alcune specie chimiche, dette reagenti, interagiscono tra loro trasformandosi in specie chimiche diverse, dette prodotti di reazione. Una reazione chimica implica la rottura di legami chimici tra gli atomi delle molecole dei reagenti e la formazione di nuovi legami tra gli stessi a formare molecole diverse (i prodotti). H H H 2 + I 2 2 HI + I H + I I H I

2 Reazioni chimiche Nello studio di una reazione chimica vanno considerati diversi aspetti: 1) Rappresentazione simbolica e schematica della reazione 2) Relazioni quantitative tra le sostanze coinvolte nella reazione (aspetto stechiometrico) 3) Scambi energetici associati alla reazione (aspetto termodinamico) 4) Velocità con cui una reazione avviene (aspetto cinetico) Rappresentazione di una reazione chimica Una reazione chimica viene rappresentata simbolicamente con una equazione detta equazione di reazione o equazione chimica del tipo A + B = C + D A, B: reagenti C, D: prodotti di reazione

3 Una equazione chimica La natura chimica dei reagenti e dei prodotti di reazione. SO 2 + O 2 = SO 3 N.B. : per le reazioni che avvengono in soluzione acquosa si deve tener conto del fenomeno di dissociazione e, quindi, delle specie effettivamente presenti in soluzione Lo stato di aggregazione delle sostanze. Viene indicato in parentesi dopo la formula chimica. In particolare, indica lo stato solido, lo stato gassoso o di vapore, quello liquido. Si utilizza aq per indicare sostanze sciolte in acqua. SO 2 (g) + O 2 (g) = SO 3 (g) Una equazione chimica I rapporti quantitativi tra le specie coinvolte nella reazione Tali rapporti sono indicati dai numeri posti davanti alle formule delle sostanze (coefficienti stechiometrici) che devono essere i più piccoli numeri interi che verifichino la legge di conservazione della massa. 2 SO 2 (g) + O 2 (g) = 2 SO 3 (g) tra reagenti e prodotti è da preferirsi la simbologia o con la simbologia si indica una reazione quantitativa Es. NaOH (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) con la simbologia si indica una reazione di equilibrio Es. PCl 3 (g) + Cl 2 (g) PCl 5 (g)

4 Leggi ponderali delle reazioni chimiche Legge di conservazione della massa (Lavoisier) Legge delle proporzioni definite (Proust) Legge delle proporzioni multiple (Dalton) Legge di conservazione della massa (Lavoisier) La massa di un sistema materiale chiuso che subisce una trasformazione chimica è costante. Ciò significa che in una equazione di reazione, la massa totale degli atomi presenti nei reagenti deve essere uguale alla massa totale degli atomi presenti nei prodotti di reazione. 2 SO 2 (g) + O 2 (g) = 2 SO 3 (g)

5 Legge delle proporzioni definite (Proust) Un determinato composto chimico contiene gli elementi che lo costituiscono in rapporti di massa costanti e indipendenti dal modo con cui viene preparato Es. CO 2 contiene sempre ossigeno e carbonio nel rapporto ponderale 16x2 /12 cioè 2,666/1. Se un composto contiene C e O in rapporti ponderali diversi..non è anidride carbonica. Questo significa anche che quando due elementi reagiscono per formare un determinato composto, si combinano sempre secondo proporzioni in peso definite e costanti. Legge delle proporzioni multiple (Dalton) In condizioni sperimentali diverse, due o più elementi possono mostrare una reattività diversa e dar quindi luogo a composti diversi. In questi casi le quantità in peso di un elemento che si combinano con una quantità fissa elemento stanno tra loro in rapporti esprimibili da numeri interi. Es.: S e O possono combinarsi a formare composti diversi: Composto Protossido di zolfo Anidride solforosa Anidride solforica Formula SO SO 2 SO 3 32 g di S possono combinarsi con 16, 32, 48 g di O cioè con quantità di O che stanno tra loro in rapporto di 1 : 2 e 1:3

6 Classificazione delle reazioni chimiche Le reazioni chimiche possono essere classificate in due grandi categorie a seconda che, in seguito alla trasformazione chimica Non si abbia variazione del numero di ossidazione degli atomi presenti nelle specie che vi prendono parte Esempi Reazioni acidobase (neutralizzazione) Reazioni di precipitazione Si abbia variazione del numero di ossidazione degli atomi presenti nelle specie che vi prendono parte Reazioni di ossidoriduzione (o redox) Numero di ossidazione Il numero di ossidazione di un atomo in un composto rappresenta la carica (formale) che tale atomo verrebbe ad assumere qualora le coppie elettroniche di legame venissero attribuite per intero agli atomi più elettronegativi. H 2 O H +1 1 H Cl H Cl Cl F +2 O 1 1 F Ō C O H +1 C H H Na +1 1 Cl Nel caso di composti ionici, il numero di ossidazione degli ioni monoatomici corrisponde alla carica reale degli ioni

7 1. Il n.o. di un atomo allo stato elementare è sempre uguale a zero (Na, H 2,O 2,..) 2. Il n.o. nei composti è sempre uguale a 2 tranne che in alcuni casi particolari: nei perossidi in cui è presente il raggruppamento O O è 1, nei superossidi contenenti lo ione O 2 è 1/2, nel fluoruro di ossigeno OF 2 è+2 3. Il n.o. nei composti è sempre uguale a +1 tranne che negli idruri in cui è presente come ione H (n.o. = 1) 4. Nei composti ionici il n.o. degli ioni (monoatomici) è uguale alla valenza ionica preceduta dal segno + o a seconda che si tratti di ioni positivi o negativi 5. I metalli alcalini e alcalinoterrosi nei loro composti hanno numero di ossidazione rispettivamente di +1 e Dato un composto chimico, attribuiti i n.o. ai vari atomi presenti, la somma algebrica dei n.o. deve essere uguale a zero se il composto è neutro o uguale alla sua carica se si tratta di uno ione molecolare. Esempi di determinazione del numero di ossidazione degli elementi in un composto: 1) SO 2 2 La molecola è neutra quindi il n.o. dello zolfo è +4 2) N 2 O 3) NaClO 4) NH Il sodio ha n.o.= 2. La molecola è neutra quindi +12+x = 0 x = +1 (n.o. del Cl) = +1 e sono presenti 4 atomi di H nella molecola. La molecola ha carica = +1 quindi +1*4+x = +1 x =

8 Reazioni di precipitazione (rex non redox) Sono reazioni nelle quali si forma un solido insolubile da una soluzione contenente sostanze solubili. NaNO 3 in soluzione Na + Cl AgCl come precipitato AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) NaNO 3 (aq) + AgCl (s) oppure AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) NaNO 3 (aq) + AgCl ( ) La freccia verso il basso indica che il di reazione per precipitazione Si consideri la reazione Reazioni di precipitazione AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) NaNO 3 (aq) + AgCl (s) Tenendo conto delle specie effettivamente presenti in soluzione acquosa, Ag + (aq) + NO 3 (aq) + Na + (aq) + Cl (aq) Na + (aq) + NO 3 (aq) + AgCl (s) Equazione in forma ionica Na + e NO 3 non partecipano alla reazione e sono detti ioni Ag + (aq) + Cl (aq) AgCl (s)

9 Indicazioni sulla solubilità di composti ionici in acqua Composti solubili Quasi tutti i sali di Na +, K + e NH 4 + Composti non solubili Cloruri, bromuri e ioduri Cl, Br e I Fluoruri F Nitrati NO 3 Clorati ClO 3 Perclorati ClO 4 Acetati CH 3 COO Tutti i solfati SO 4 2 Indicazioni sulla solubilità di composti ionici in acqua

10 Reazioni di precipitazione (esempi) Il cloruro, il bromuro e lo ioduro di argento sono insolubili e precipitano per aggiunta di ioni argento a soluzioni acquose di cloruri, bromuri o ioduri. Aggiunta di una soluzione di nitrato di argento ad una soluzione di cloruro di sodio: NaCl (aq) + AgNO 3 (aq) NaNO 3 (aq) + AgCl ( ) precipitato bianco Aggiunta di una soluzione di nitrato di argento ad una soluzione di ioduro di sodio: NaI (aq) + AgNO 3 (aq) NaNO 3 (aq) + AgI (s) precipitato giallo paglierino Reazioni di precipitazione (esempi) I solfuri, eccetto quelli dei gruppi I e II, sono insolubili Aggiunta di una soluzione di solfato di rame (II) ad una soluzione di solfuro di ammonio: CuSO 4 (aq) + (NH 4 ) 2 S (aq) (NH 4 ) 2 SO 4 (aq) + CuS ( ) Il cloruro, il bromuro e lo ioduro di piombo (II) sono insolubili Aggiunta di una soluzione di nitrato di piombo (II) ad una soluzione di ioduro di sodio: NaI (aq) + Pb(NO 3 ) 2 (aq) NaNO 3 (aq) + PbI 2 ( ) precipitato giallo

11 Reazioni acidobase (rex non redox) Sono reazioni che coinvolgono sostanze a carattere acido e sostanze a carattere basico. In generale Sono sostanze a carattere basico gli idrossidi gli ossidi metallici (ionici) alcuni composti idrogenati come NH 3 Sono sostanze a carattere acido gli acidi ossigenati gli idracidi le anidridi. Tali sostanze, sciolte in acqua, impartiscono un carattere basico alla soluzione ph>7 Tali sostanze, sciolte in acqua, impartiscono un carattere acido alla soluzione ph<7 Esempi Le reazioni acidobase sono anche dette reazioni di neutralizzazione o di salificazione in quanto il prodotto principale è un sale. Un sale è, per definizione, il prodotto derivante dalla neutralizzazione di un acido con una base Reazioni acidobase HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) H 2 SO 4 (aq) + Ba(OH) 2 (aq) BaSO 4 ( ) + 2 H 2 O (l) Si noti che in queste reazioni non si ha variazione del numero di ossidazione degli atomi coinvolti. Si noti, inoltre, che nel primo caso il sale che si forma rimane in soluzione sotto forma di ioni idratati Na + e Cl. Nel secondo caso, invece, si forma un sale poco solubile che quindi si separa spontaneamente per precipitazione.

12 Bilanciamento di una equazione di reazione Per una generica reazione chimica A + B = C + D A, B = reagenti C, D = prodotti vale la legge di conservazione della massa è necessario bilanciare la reazione con opportuni coefficienti stechiometrici aa + bb = cc + dd a, b,c,d = COEFFICIENTI STECHIOMETRICI Tali coefficienti sono i più piccoli numeri interi che verifichino la legge di Lavoiseir, cioè, tali che il numero e il tipo di atomi presenti a sinistra di reazione (nei reagenti) siano esattamente uguali al numero e al tipo di atomi presenti a destra (nei prodotti). Esempio Al(OH) 3 + HCl = AlCl 3 + H 2 O Equazione di reazione Equazione di reazione Al(OH) HCl = AlCl H 2 O bilanciata (77.98) g + ( )g = g + (3. 18)g g = g (legge di Lavoisier verificata) Bilanciamento delle reazioni chimiche Spesso il bilanciamento delle equazioni di reazione è abbastanza semplice in quanto i coefficienti sono facilmente determinabili prima. Esempio FeS + HCl FeCl 2 + H 2 S FeS + 2HCl FeCl 2 + H 2 S Per i casi più complessi può essere utile seguire un criterio per il bilanciamento.

13 Bilanciamento delle reazioni chimiche non redox Nel caso rappresentativo di reazioni acidobase che avvengono in ambiente acquoso, il criterio è il seguente: Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 1) eseguire prima il bilanciamento degli atomi metallici 2 Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 2) poi quello delle specie non metalliche. 2 Al(OH) H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 3) bilanciare gli atomi di idrogeno introducendoli, ove mancano, come molecole di acqua. 2 Al(OH) H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) H 2 O 4) In questo modo gli atomi di O risultano bilanciati e il loro conteggio va effettuato come controllo Bilanciamento delle reazioni chimiche non redox Quando sono presenti specie cariche, i coefficienti stechiometrici devono essere tali da eguagliare, in ambo i membri anche le cariche elettriche : Si consideri ad esempio la rex 1) eseguire prima il bilanciamento degli atomi metallici 2) poi quello delle specie non metalliche 3) Bilanciare le cariche mediante di ioni H + ooh a seconda che la reazione avvenga in ambiente acido o basico. 4) bilanciare gli atomi di idrogeno introducendoli, ove mancano, come molecole di acqua. 5) In questo modo gli atomi di O risultano bilanciati e il loro conteggio va effettuato come controllo Al 2 O 3 + OH = Al (OH) 4 Al 2 O 3 + OH = 2 Al (OH) 4 Al 2 O OH = 2 Al (OH) 4 Al 2 O OH + 3 H 2 O = 2 Al (OH) 4

14 Reazioni di ossido riduzione Sono reazioni in cui si ha variazione del numero di ossidazione di alcuni elementi presenti nei composti che prendono parte alla reazione ossia reazioni che avvengono con trasferimento di elettroni Esempio AgNO 3 (aq)+ Cu (s) 2 Ag ( ) + Cu(NO 3 ) 2 (aq) Ossidazione del rame metallico da parte di ioni argento. Un pezzo di griglia di rame è messo in una soluzione di nitrato. Il rame metallico riduce Ag + a cristalli di argento metallico ossidandosi a rame Cu 2+. Il colore azzurro della soluzione è dovuto alla presenza di ioni rame. Reazioni di ossido riduzione Esempio Cu (aq)+ Zn (s) 2 Cu ( ) + Zn 2+ (aq)

15 Reazioni di ossido riduzione In una reazione di ossidoriduzione un elemento subisce un aumento del numero di ossidazione (PROCESSO DI OSSIDAZIONE) e, contemporaneamente, un altro subisce una riduzione del numero di ossidazione (PROCESSO DI RIDUZIONE)*. La specie contenente O HOHPHQWR che si ossida è detta RIDUCENTE, quella contenente O HOHPHQWR che si riduce OSSIDANTE AgNO3 + Cu o 2 Ag + Cu(NO3)2 Esempio Cu aumenta il suo numero di ossidazione da 0 a +2 si ossida Cu è la specie riducente Ag subisce una diminuzione del numero di ossidazione da +1 a 0 si riduce Ag è la specie ossidante * In alcune rex redox sono atomi di uno stesso elemento a ossidarsi e a ridursi (rex di dismutazione o disproporzionamento). Es. P4 + OH = PH3 + H2PO2 (rex non bilanciata) Reazioni di ossido riduzione La variazione del numero di ossidazione di un elemento durante una reazione chimica corrisponde formalmente alla perdita o DOO DFTXLVWR di elettroni da parte di TXHOO HOHPHQWR. PROCESSO DI OSSIDAZIONE: perdita di elettroni PROCESSO DI RIDUZIONE: acquisto di elettroni AgNO3 + Cu o 2 Ag + Cu(NO3)2 Esempio / RVVLGD]LRQH GHOO DWRPR di Cu e la riduzione dello ione Ag+ possono essere formalmente rappresentate nel seguente modo: 0 Cu o Cu2+ + 2e 0 Ag+ + 1e o Ag Il numero di e ceduto da una specie deve essere uguale al numero di e DFTXLVWDWR GDOO DOWUD VSHFLH nel caso proposto, 2 ioni Ag+ reagiscono con 1 atomo di Cu il rapporto secondo cui reagiscono AgNO3 e Cu è di 2:1

16 Reazioni di ossido riduzione: Regole per il bilanciamento con il metodo delle semireazioni 1. Riscrivere eventualmente la rex considerando le specie realmente presenti in soluzione (rex scritta in forma ionica) 2. Individuare la specie che si ossida e quella che si riduce e valutare le variazioni dei numeri di ossidazione 3. Scrivere la semireazione di ossidazione e quella di riduzione 4. Bilanciare le due semireazioni procedendo per ognuna nel seguente modo: 4.1. bilanciare le cariche introducendo opportunamente ioni H + se la reazione avviene in soluzione acida, o ioni OH se la reazione avviene in soluzione basica 4.2. bilanciare gli atomi (gli atomi di H vanno bilanciati introducendo, ove mancano, molecole di H 2 O) 5. Moltiplicare le due semireazioni bilanciate per fattori interi tali da bilanciare il numero di e in gioco nelle due semireazioni 6. Sommare algebricamente le due semireazioni 7. Riscrivere eventualmente la rex nella forma indissociata Reazioni di ossido riduzione: Bilanciamento con il metodo delle semireazioni (Esempio) Si consideri la seguente rex: Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO ( ) 1. Si riscriva la rex considerando le specie realmente presenti in soluzione (rex scritta in forma ionica) Cu + H + + NO 3 Cu 2+ + NO 3 + NO 2. Si individuino la specie che si ossida e quella che si riduce e si valutino le variazioni dei numeri di ossidazione 0 Cu + H NO 3 Cu NO 3 + NO Cu si ossida variando il suo n.o. da 0 a +2 (Cu è la specie riducente). N si riduce variando il suo n.o. da +5 a +2 (NO 3 è la specie ossidante)

17 Reazioni di ossido riduzione: bilanciamento (esempio) 3. Si scrivano la semireazione di ossidazione e quella di riduzione Cu Cu e NO 3 + 3e NO 4. Si bilancino le due semireazioni considerando la semirex di riduzione Bilanciamento cariche. A sx si ha una carica pari a 4, a destra pari a 0. La rex avviene in ambiente acido utilizziamo ioni H + per bilanciare le cariche semirex di ossidazione semirex di riduzione NO 3 NO 3 + 3e NO + 3e + 4H + NO Bilanciamento atomi. Bilanciamo mediante introduzione di molecole di H 2 O NO 3 + 3e + 4H + NO + 2H 2 O la Reazioni di ossido riduzione: bilanciamento (esempio).. considerando la semirex di ossidazione Cu Cu e.. è già bilanciata 5. Si moltiplichino le due semireazioni bilanciate per fattori interi tali da bilanciare il numero di e in gioco nelle due semireazioni NO 3 + 3e + 4H + NO + 2H 2 O ( x 2) Cu Cu e ( x 3) 2 NO 3 + 6e + 8H + 2NO + 4H 2 O 3Cu 3Cu e Ora il numero di e ceduti eguaglia il numero di e acquistati!

18 Reazioni di ossido riduzione: bilanciamento (esempio) 6. Si sommino algebricamente le due semireazioni 2 NO 3 + 6e + 8H + + 2NO + 4H 2 O 3Cu 3Cu e 2 NO 3 + 6e + 8H + + 3Cu 3Cu e + 2NO + 4H 2 O semplificando: 2 NO 3 + 8H + + 3Cu 3Cu NO + 4H 2 O Rex bilanciata in forma ionica! 7. Si riscriva (eventualmente) la reazione bilanciata nella forma non ionica. considerando che H + proviene da HNO 3 ecu 2+ da Cu(NO 3 ) 2 si ha: 8 HNO 3 + 3Cu 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Rex bilanciata in forma non ionica! Stechiometria delle reazioni chimiche. Una equazione di reazione bilanciata indica i rapporti quantitativi molari secondo cui le specie prendono parte alla reazione. 2 SO 2 (g) + O 2 (g) = 2 SO 3 (g) di sostanza è la mole! Questa equazione di reazione indica che 2 moli di SO 2 reagiscono con 1 mole di O 2 per formare 2 moli di SO 3

19 Stechiometria La di una reazione permette di calcolare la quantità di prodotti che si formano, note che siano le quantità di partenza e la percentuale di trasformazione in prodotti Esempio 2 SO 2 (g) + O 2 (g) = 2 SO 3 (g) Da questa equazione si evince che, da 2 moli di SO 2 e1moledio 2 che reagiscono si formano 2 moli di SO 3 da 4 moli di SO 2 e2molidio 2 che reagiscono si formano 4 moli di SO 3 da 1 mole di SO 2 e0,5molidio 2 che reagiscono si forma 1 mole di SO 3 ecc. Stechiometria Nella pratica spesso non ci si trova a lavorare con quantità stechiometricamente esatte dei reagenti ma uno dei reagenti è presente in quantità minori rispetto a quelle richieste dalla stechiometria della reazione. Tale reagente è detto REAGENTE LIMITANTE (o reagente in difetto) in quanto limita la quantità di prodotto che si può formare cioè la quantità massima di prodotto che si può ottenere è determinata dal reagente limitante.

20 Ad esempio si consideri ancora la reazione: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) = 2 SO 3 (g) Si abbiano 1 mole di SO 2 e 0,25 moli di O 2 reagente reagiranno e, quante moli di SO 3 si formeranno? Secondo la stechiometria della reazione, SO 2 e O 2 reagiscono in rapporto 2:1 2 moli di SO 2 : 1 mole di O 2 = 1 mole di SO 2 : x moli di O 2 x = 0,5 mol. Cioè per far reagire 1 mole di SO 2 occorrono 0,5 moli di O 2. Le moli di O 2 a disposizione sono 0,25 < della quantità stechiometricamente richiesta O 2 è il reagente limitante. 1 mole di O 2 : 2 moli di SO 2 = 0,25 moli di O 2 : x moli di SO 2 x = 0,5. Cioè 0,25 moli di O 2 reagiscono con 0,5 moli di SO 2. Restano 10,5 = 0,5 moli di SO 2 non reagite (SO 2 è il reagente in eccesso) mentre il reagente limitante reagisce completamente. Le moli di SO 3 che si formano sono in rapporto 1:1 rispetto a quelle di SO 2 che reagiscono o in rapporto di 2:1 rispetto a quelle di O 2 che reagiscono: n SO 3 che si formano = n SO 2 che reagiscono = 0,5 oppure n SO 3 che si formano = n O 2 che reagiscono. 2 = 0,25 x 2 = 0,5 mol.

21 Resa di una reazione La resa teorica di una reazione chimica è la quantità di prodotto che si dovrebbe ottenere da una reazione sulla base dei rapporti stechiometrici tra reagenti e prodotti. A seconda delle condizioni operative, di una reazione e delle tecniche usate per separare e purificare i prodotti, la resa effettiva è minore di quella teorica. Il rapporto (moltiplicato per 100) tra la quantità effettiva e teorica di prodotto è la resa percentuale della reazione resa percentuale = resa effettiva resa teorica x 100