LE REAZIONI CHIMICHE BILANCIAMENTO. Stato fisico dei composti. Tipi di reazioni. Bilanciamento acido-base REAGENTI PRODOTTI. Le equazioni di reazione

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1 LE REAZIONI CHIMICHE Le trasformazioni suite dalle sostanze durante una reazione chimica possono essere descritte in maniera esauriente mediante le equazioni di reazione. Queste non sono altro che delle semplici equazioni matematiche dove al posto dei numeri aiamo dei composti chimici. REAGENTI PRODOTTI Le equazioni di reazione Na + H 2 O NaOH + H 2 Equazione scheletro BILANCIAMENTO Stato fisico dei composti Na + H 2 O NaOH + H 2 Coefficienti stechiometrici 2 Na(s) + 2 H 2 O(l) 2 NaOH(aq) + H 2 (g) 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 Equazione chimica Attenzione!!! Non si dovrà mai tentare di ilanciare un equazione chimica alterando i pedici delle formule in quanto in questo modo andremmo a modificare i composti che reagiscono o che si formano. (s): solido; (l): liquido; (g): gas; (aq): soluzione acquosa Tipi di reazioni Bilanciamento acido-ase Le reazioni chimiche possono essere di due tipi: le reazioni acido-ase che sono quelle nelle quali gli elementi presenti nei reagenti conservano il loro stato di ossidazione anche nei prodotti le reazioni redox nelle quali dai reagenti ai prodotti camia lo stato di ossidazione di almeno due degli elementi. Bilanciare alla fine ossigeno ed idrogeno Bilanciare per primo l elemento che compare nel minore numero di formule. Bilanciare per ultimo l elemento che compare nel massimo numero di formule. Dopo ogni aggiunta di un coefficiente stechiometrico verificare gli elementi già ilanciati ed in caso di necessità riilanciarli. 1

2 Reagenti o Caronato di Sodio Acido Nitrico Prodotti Anidride Caronica Acqua Nitrato di Sodio o Na 2 CO 3 + HNO 3 CO 2 + H 2 O + NaNO 3 Ordine ilanciamento: Na, C, N, H, O (Na) Na 2 CO 3 + HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 (C) Na 2 CO 3 + HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 (N) Na 2 CO HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 (H) Na 2 CO HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 (O) Na 2 CO HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 Na 2 CO HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 Reagenti o Ortoarseniato di Potassio Acido Perclorico Prodotti Acido Ortoarsenico Perclorato di Potassio o HClO 4 + K 3 AsO 4 KClO 4 + H 3 AsO 4 Ordine ilanciamento: Cl, K, As, H, O (Cl) HClO 4 + K 3 AsO 4 KClO 4 + H 3 AsO 4 (K) HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 (Cl) 3 HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 (As) 3 HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 (H) 3 HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 (O) 3 HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 3 HClO 4 + K 3 AsO 4 3 KClO 4 + H 3 AsO 4 Le Reazioni Redox Le reazioni di ossido-riduzione coinvolgono invece un camiamento nel numero di ossidazione dai prodotti ai reagenti che può essere visto come un trasferimento di elettroni da un elemento ad un altro In queste reazioni vi è quindi un elemento che perde formalmente elettroni ed un elemento che ne acquista. Le Reazioni Redox L elemento che perde elettroni si OSSIDA (riducente) L elemento che li acquista si RIDUCE (ossidante) La perdita degli elettroni da parte di un elemento deve essere sempre accompagnata dall acquisto di elettroni da parte di un altro elemento ed il numero degli elettroni persi dall uno deve essere sempre uguale al numero degli elettroni acquistati dall altro. 2

3 Le Reazioni Redox In una reazione redox è quindi necessario stailire prima di tutto quali sono gli elementi che modificano in loro numero di ossidazione durante la reazione Il ilanciamento della reazione si asa prioritariamente sull uguaglianza degli elettroni persi dalla specie che si ossida con gli elettroni acquistati dalla specie che si riduce. Bilanciamento reazioni Attriuzione N.O. Determinazione elementi che camiano N.O. da sinistra a destra Determinazione elettroni persi o acquistati Bilanciamento elettroni persi e acquistati Trasferimento coefficienti ilanciamento elettroni Completamento ilanciamento secondo legge di massa e carica Acido nitrico + cloruro ferroso + acido cloridrico ossido di azoto(ii) + cloruro ferrico + acqua Permanganato di potassio + romuro di potassio + acqua iossido di manganese(iv) + romato di potassio + idrossido di potassio Alluminio + nitrato di argento nitrato di alluminio + argento Solfato ferroso + permanganato di potassio + acido solforico solfato di manganese(ii) + solfato ferrico + solfato di potassio + acqua Reazioni in forma ionica Reazioni in forma ionica Quando la reazione avviene in soluzione acquosa può essere utile scrivere i composti che partecipano alla reazione (reagenti e prodotti) nella forma reale in cui si trovano e cioè, per alcuni di essi, in forma dissociata. Per le reazioni redox si possono considerare dissociati in soluzione acquosa tutti i composti di tipo ionico come: gli idrossidi gli ossiacidi gli idracidi i sali I composti che rimangono invece indissociati sono: gli ossidi i perossidi I composti inari con l idrogeno tranne gli idruri Per le reazioni acido-ase doiamo lasciare indissociati anche i composti ionici poco soluili come: gli idrossidi di tutti i metalli eccetto gli alcalini i solfuri, i caronati e i fosfati della maggior parte dei metalli pesanti i sali di argento e i solfati dei metalli alcalinoterrosi e di piomo 3

4 Reazioni in forma ionica o Quando dalla dissociazione di un composto si formano più ioni uguali essi si scrivono una sola volta in quanto la reazione è ancora da ilanciare. Una volta che i composti siano scritti in forma ionica, si possono eliminare gli ioni che compaiono sia a destra che a sinistra perché evidentemente non partecipano effettivamente alla reazione e sono quindi detti ioni spettatori. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O K + + MnO 4- + Fe 2+ + SO H + + SO 2-4 Mn 2+ + SO Fe 3+ + SO K + + SO H 2 O MnO 4- + Fe 2+ + H + + Mn 2+ + Fe 3+ + H 2 O Mn (+7) O (-2) Fe (+2)2+ + H (+1)+ + Mn (+2)2+ + Fe (+3)3+ + H (+1) 2 O(-2) Mn (+7) + 5 e - Mn (+2) Fe (+2) Fe (+3) + 1 e - mcm 5:1 5; Mn 5:5=1; Fe 5:1=5 1 x [Mn (+7) + 5 e - Mn (+2) ] 5 x [Fe (+2) Fe (+3) + 1 e - ] e -, Mn, Fe MnO Fe 2+ + H + + Mn Fe 3+ + H 2 O H, O MnO Fe H + + Mn Fe H 2 O Cloro + idrossido di potassio ipoclorito di potassio + cloruro di potassio + acqua Solfuro di arsenico(iii) + acqua ossigenata + ammoniaca arseniato di ammonio + solfato di ammonio + acqua Cloruro ferroso + acqua ossigenata + acido cloridrico cloruro ferrico + acqua Solfato di manganese(ii) + caronato di sodio + ossigeno molecolare manganato di sodio + anidride caronica + solfato di sodio Mercurio + acido nitrico + acido cloridrico cloruro di mercurio (II) + ossido di azoto(ii) + acqua Arsenico + ipoclorito di potassio + idrossido di potassio arseniato di potassio + cloruro di potassio + acqua Dicromato di potassio + acido solforoso + acido solforico solfato di potassio + solfato di cromo(iii) + acqua Arsenito di potassio + isolfuro di potassio + clorato di potassio + acido cloridrico arseniato di potassio + zolfo + cloruro di potassio + acqua 4

5 Manganato di potassio + acqua iossido di manganese(iv) + permanganato di potassio + idrossido di potassio Permanganato di potassio + acido solfidrico + acido solforico solfato di manganese(ii) + solfato di potassio + zolfo + acqua Cloruro di iodio(iii) + acqua iodio + acido iodico + acido cloridrico Nitrito di potassio + romo + acqua nitrato di potassio + acido romidrico La stechiometria LA STECHIOMETRIA Una volta che aiamo imparato a descrivere in modo appropriato le reazioni chimiche diventa importante poter determinare le quantità di reagenti e prodotti che partecipano a tali reazioni. Per fare questo è necessario poter determinare le masse molecolari dei composti che prendono parte alle reazioni, in modo da poterne valutare le quantità. La stechiometria è infatti quella parte della chimica che si occupa principalmente dei rapporti quantitativi con cui le sostanze chimiche reagiscono. Peso molecolare Il peso molecolare di un composto è la massa media di una delle sue molecole, calcolata sommando i pesi atomici degli elementi presenti. PM(H O) =2 PA(H) + PA(O) = 2 x 1.008uma uma = 18.02uma 2 Determinare la massa formula dei seguenti composti: Nitrato di ammonio Iodato ferrico Bicaronato piomoso Solfato rameico pentaidrato Dove: Massa 12 1uma = 1.665x10 24 g 12 C = 5

6 La mole La mole Aiamo visto che nelle reazioni, i reagenti reagiscono tra loro secondo rapporti tra il numero di particelle e quindi di atomi o di molecole. Per trovare il numero di atomi o molecole contenute in una certa massa di sostanza dovremmo trovare il peso molecolare in grammi facendo: N atomi = Massa PM(uma) x 1.665x10-24g Un qualsiasi campione di una determinata sostanza contiene però un numero di atomi o di molecole molto elevato (ad esempio 2.15 g di idrogeno contengono 6.4 x molecole di H 2 ): è stata quindi concepita una unità per esprimere numeri di tale ordine di grandezza e per rendere molto più comodi i calcoli circa il numero di atomi o di molecole nei campioni. La mole Questa unità di misura è la mole che viene usata per esprimere quantità dell ordine di grandezza di La mole La mole viene definita come la quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di entità elementari pari al numero di atomi presenti in 12 g esatti dell isotopo 12 del caronio. Poiché 1 atomo di 12 C pesa 12 uma = 12 x (1.665 x g) numero di atomi di 12 g C in12 g= = x x (1.665 x 10 g) Dove: uma = x g 12 atomi di C Numero di Avogadro Vale a dire che una mole corrisponde a x unità di qualsiasi cosa Il numero x viene chiamato numero di Avogadro, N numero di Avogadro, N A La mole Per ottenere 1 mole di qualsiasi elemento si deve pesare una massa in grammi pari al suo peso atomico espresso in uma. Ponendo che il peso atomico dell'elemento sia x uma, il numero di atomi contenuti in un campione di massa x g di quell elemento è: x g x g 1 numero di atomi = = = = E23 x uma x (1.66 E-24 g) 1.66 E-24 Dove: uma = x g 6

7 Massa Molare La massa di una mole di atomi di un elemento (o di un composto) viene detta massa molare dell elemento: se sulla tavola periodica il peso atomico di un elemento è x uma, la sua massa molare sarà x g/mole: La massa molare costituisce la ase per l'impostazione del fattore di conversione tra massa di un campione e numero di moli. Per esempio, poiché il peso atomico del magnesio è uma, la sua massa molare sarà g/mole e poiché la massa molare corrisponde al peso di una mole di atomi di magnesio, per trovare quante moli di magnesio sono contenute in 100 g di magnesio asterà fare: massa molare (g/mole) = peso atomico (uma) g di Mg 100 g moli di Mg = = = 4.11 moli massa molare Mg g/mole Generalizzando: peso (g) massa moli= = massa molare (g/moli) peso molecolare A quante moli corrispondono 7.22 g di idrogeno gassoso? A quante moli corrispondono 9.73 x 1023 molecole di acqua o di ossido rameico? Calcolo dei prodotti o dei reagenti Utilizzando le moli è possiile calcolare la quantità di un prodotto che si forma o la quantità di un reagente che deve reagire in una reazione. aa + B cc + dd Se conosco la quantità di A posso trovare la quantità di B, C o D semplicemente applicando i coefficienti stechiometrici alla quantità espressa in moli. Calcolo dei prodotti o dei reagenti Doiamo fare attenzione al fatto che i coefficienti stechiometrici si determinano in ase al numero degli atomi e quindi sono riferiili alle molecole o a un numero costante di molecole e quindi alle moli, ma non sono riferiili alle masse perché le masse degli atomi sono diverse tra atomi diversi. c moli C = moli A a moli B = moli A a d moli D = moli A a 7

8 Calcolo dei prodotti o dei reagenti Reagente limitante01.mov Considerando la reazione: Caronato di sodio + acido nitrico anidride caronica + acqua + nitrato di sodio Na 2 CO HNO 3 CO 2 + H 2 O + 2 NaNO 3 Dovendo calcolare la quantità di CO 2 prodotta nella reazione se si mettono a reagire 10 moli di HNO 3, doiamo fare: moli CO 2 = moli HNO 3 x 1 / 2 = 10 / 2 = 5 moli dato che il coefficiente di CO 2 é 1 e il coefficiente di HNO 3 è2. aa + B cc + dd ReagenteLimitante02.mov Reagente limitante e in eccesso Nel caso in cui i reagenti NON siano nel giusto rapporto stechiometrico, la quantità dei prodotti deve essere calcolata sul reagente in difetto. Se moli B > moli A A è in difetto a c moli C = moli A e d molid = moli A a a aa + B cc + dd ReagenteLimitante.exe Se moli B < moli A B è in difetto a c moli C = moli B e d moli D = moli B c moli C = moli A a moli B = moli A a d moli D = moli A a ReagenteLimitante.mov Reagente limitante e in eccesso Rendimento Na 2 CO 3 10moli + 2 HNO 3 CO 2 15moli 10/1=10 15/2=7.5 + H 2 O + 2 NaNO 3 aa + B cc + dd resa = (n C,f /n* C ) 100 Rapporto tra le moli di C che si formano e le moli di C che si formereero che tutto il reagente A si trasformasse completamente. n C,f = numero di moli di C che si sono formate n* C = numero di moli di C teoriche che si formereero se tutto il reagente A si trasformasse completamente = moli A(c/a) Rendimento o resa Equivalenti e peso equivalente Na 2 CO HNO 3 CO 2 15moli 15/2= x1=7.5 + H 2 O + 2 NaNO 3 Se la resa è dell 80%: 7.5x80/100=6 moli moli 10/1=10 10x2=20moli Se la resa è dell 80%: 20/80x100=25moli Aiamo visto quindi che per effettuare i calcoli stechiometrici relativi ad una reazione è necessario prima di tutto conoscere la reazione e ilanciarle per trovare i coefficienti stechiometrici sui quali asarci per trovare i rapporti molari tra prodotti e reagenti. In alcuni casi questo non è necessario ma è sufficiente conoscere il comportamento dei reagenti e dei prodotti che ci interessano nell amito di una certa reazione. Questo può essere fatto con l uso l degli equivalenti e del peso equivalente. 8

9 Equivalenti e peso equivalente L equivalente è quella porzione di mole di una certa sostanza che reagisce sempre in rapporto 1 a 1 con tutti gli altri composti che partecipano alla reazione. Per trovare gli equivalenti contenuti in una certa massa di una sostanza è necessario conoscere il numero di equivalenza z che dipende dalla sostanza in esame e dal tipo di reazione alla quale partecipa. Numero di equivalenza Il numero di equivalenza z di una specie dipende dalla reazione a cui la sostanza stessa partecipa. Per un acido o una ase, z è uguale al numero di protoni o di ossidrili scamiati dalla specie. Per un sale che si dissocia, z è uguale al numero di cariche di segno uguale che si formano dalla dissociazione della specie. Per un ossidante o un riducente (reazione REDOX), z è uguale al numero di elettroni ceduti o acquistati dalla specie. Equivalenti e peso equivalente Per trovare il numero di equivalenti asterà quindi moltiplicare il numero di moli per tale numero z, o dividere la massa in grammi della sostanza per il Peso Equivalente (Eq) che non è altro che il peso della porzione di mole di una sostanza che reagisce, come già detto, in rapporto 1:1 con le altre sostanze e che si trova quindi dividendo il Peso Molecolare (M) per il numero di equivalenza (z). Data la reazione: Iodio + acido nitrico -> Acido iodico + iossido di azoto (IV) + acqua Calcolare la resa della reazione sapendo che da 75,4 g di iodio sono stati ottenuti 85,3 g di acido iodico. eq = z moli M Eq= z massa eq= P Eq Calcolare quanti grammi di fosfato di calcio si ottengono a partire da 100 g di idrossido di calcio e da 300 g di acido fosforico, sapendo che nella reazione si forma anche acqua. Utilizzare gli equivalenti Data la reazione: Anidride solforosa + ossigeno + acqua acido solforico Calcolare i grammi di acido solforico che si possono ottenere a partire da 10 moli di anidride solforosa e 5 moli di ossigeno. Data la reazione: Ammoniaca + permanganato di potassio nitrato di potassio + iossido di manganese(iv) + idrossido di potassio + acqua Calcolare i grammi iossido di manganese che si formano a partire a 1 mole di ammoniaca sapendo che la resa della reazione è del 95 %. Utilizzare gli equivalenti 9