EQUAZIONI CHIMICHE E LORO BILANCIAMENTO

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1 In molti casi è utile indicare gli stati o le fasi delle sostanze ponendo appropriati simboli [(g), (s), (l), (aq)] fra parentesi dopo le formule EQUAZIONI CHIMICHE E LORO BILANCIAMENTO Un equazione chimica descrive una reazione chimica e vi sono rappresentati i reagenti (sostanze di partenza) e prodotti (sostanze risultanti dalla trasformazione chimica dei reagenti) separati da una freccia (detta di reazione) secondo il seguente schema. 2 Na + Cl 2 2 NaCl Reagente Prodotto Coefficiente stechiometrico I reagenti ed i prodotti sono preceduti da numeri (interi o frazionari) detti coefficienti stechiometrici, assegnati in modo da uguagliare: 1) la somma delle cariche dei reagenti alla somma delle cariche dei prodotti; 2) per ciascun elemento, il numero di atomi nei reagenti e nei prodotti.

2 Quando in una equazione chimica i coefficienti stechiometrici sono scritti correttamente il totale degli atomi di ogni elemento è uguale in entrambi i membri dell'equazione. L'equazione chimica è allora bilanciata. Bilanciare le seguenti reazioni chimiche Reazioni acido-base: Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O Reazioni di precipitazione: K 2 CrO 4 + Pb(NO 3 ) 2 PbCrO 4 + KNO 3 Reazioni di combustione: CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O Reazioni di ossido-riduzione: MnO Fe 2+ + H + Mn 2+ + Fe 3+ + H 2 O

3 - iniziare dagli atomi contenuti in una sola sostanza tra i reagenti e i prodotti - se uno dei reagenti/prodotti è un elemento libero, bilanciarlo per ultimo - attenzione al numero di atomi! Es.: in Fe 2 (SO 4 ) 3 ci sono 4 x 3 12 atomi di O C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O non bilanciata Procedimento per tentativi atomi di C atomi di H atomi di O 1 C 3 H 8 + O 2 3 CO 2 + H 2 O 1 C 3 H 8 + O 2 3 CO H 2 O 1 C 3 H O 2 3 CO H 2 O C 3 H O 2 3 CO H 2 O bilanciata

4 0 +II +II 0 Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s) riducente ossidazione ossidante riduzione Due semireazioni: una implica perdita di elettroni (ossidazione) l altra implica acquisto di elettroni (riduzione). 0 +II Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e - +II 0 Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) ossidazione riduzione Reazioni di disproporzionamento o dismutazione +I +II 2 Cu + (aq) Cu 2+ (aq) + Cu(s) 0 0 -I +I Cl 2 + H 2 O HCl + HClO

5 Bilanciamento delle Equazioni di ossido-riduzione Metodo delle semireazioni (equazioni in forma ionica). 1- Identificare le specie che si sono ossidate e ridotte (N.O.) 2- Scrivere le due semireazioni, esplicitando gli elettroni scambiati 3- Bilanciare le semireazioni rispetto alla carica elettrica e poi rispetto alla massa (agli atomi) usando H + /H 2 O in soluzione acida o OH - /H 2 O in soluzione basica 4- Moltiplicare per gli opportuni coefficienti le due semireazioni, in modo da eguagliare il numero di elettroni scambiati 5- Combinare le semireazioni bilanciate eliminando gli elettroni

6 Esempio: +VII +II +II +III MnO Fe 2+ Mn 2+ + Fe 3+ sol. acida +VII +II MnO e - Mn 2+ riduzione elettroni MnO e - + 8H + Mn x+2 x8 MnO e - + 8H + Mn H 2 O Bilanciata +II +III Fe 2+ Fe e - ossidazione elettrone Bilanciata [ MnO e - + 8H + Mn H 2 O ] 1 [ Fe 2+ Fe e - ] 5 MnO e H Fe 2+ Mn H 2 O + 5 Fe e -

7 Reazioni molecolari: metodo semplificato (del numero di ossidazione). Es.: +V +I +II +V +II HNO 3 + Cu 2 O Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O Si evidenziano le semireazioni con delle frecce esterne fra gli atomi che cambiano N.O., si bilanciano gli atomi e sulle frecce si scrive la variazione totale del numero d ossidazione +3 +V +I +II +II HNO 3 + Cu 2 O 2 Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O -2 (-1 2 atomi)

8 Si moltiplicano per opportuni fattori le specie implicate (3 e 2) V +I +II +II 2 HNO 3 +3 Cu 2 O 6 Cu(NO 3 ) NO + H 2 O Gli atomi rimanenti vanno bilanciati mediante verifica: Bilancio N Bilancio H,O 14 HNO Cu 2 O 6 Cu(NO 3 ) NO + H 2 O 14 HNO Cu 2 O 6 Cu(NO 3 ) NO + 7 H 2 O Nel bilanciamento di N si aggiungono a sinistra 12 HNO 3 con l azoto nello stesso stato di ossidazione dei 12 ioni NO 3- a destra. Il metodo è inadeguato per reazioni ioniche, specie in soluzione basica.

9 Stechiometria delle reazioni

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12 Reagente Limitante e Reagente in Eccesso

13 Altro modo: Moli di O 2 che reagiscono con 1 mole di H 2 : 1 mol O 2 1 mol H 2 x 0,5 mol O 2 2 mol H 2 Moli di H 2 che reagiscono con 1 mole di O 2 : H 2 è il reagente limitante (può reagire tutto con la quantità di O 2 data). O 2 è in eccesso: reagiscono solo 0,5 moli di O 2 e 0,5 moli restano non reagite. Alla fine della reazione ho una miscela di 1 mole di H 2 O + 0,5 moli di O 2 2 mol H 2 1 mol O 2 x 2 mol H 2 1 mol O 2 Resa di Reazione La resa di una reazione èil rapporto, moltiplicato 100, tra la massa del prodotto ottenuto e quella massima, calcolata considerando la stechiometria della reazione e riferendosi alla quantità del reagente limitante

14 Equivalenti Come la mole, l equivalente definisce una quantità di sostanza, ma mentre la quantità in grammi che corrisponde ad una mole è sempre la stessa (uguale al peso molecolare della sostanza), quella che corrisponde ad un equivalente NO (dipende dai coefficienti stechiometrici della reazione), e quindi, per la stessa sostanza, può variare da reazione a reazione. 5 Fe 2+ + MnO H + 5 Fe 3+ +Mn H 2 O 1 mole di MnO 4 - ossida 5 moli di Fe 2+, quindi 1/5 di mole di MnO 4 - (1 equivalente di MnO 4 - ) ossida 1 mole di Fe 2+ (1 equivalente di Fe 2+ ). Nelle ossido-riduzioni un equivalente di sostanza acquista o cede una mole di elettroni. Peso Equivalente PE PM / n n n di elettroni scambiati n equivalenti g / PE Nelle reazioni il rapporto tra gli equivalenti che reagiscono è sempre 1:1

15 5 Fe 2+ + MnO H + 5 Fe 3+ +Mn H 2 O 5 moli (279.2 g) di Fe 2+ reagiscono con 1 mole (118.9 g) di MnO 4-1 equivalente di Fe 2+ (55.84 g) reagisce con 1 equivalente (23.78 g) di MnO 4 - PE PA PE PM / 5 5 equivalenti di Fe 2+ (279.2 g) reagiscono con 5 equivalenti (118.9 g) di MnO 4 - Nelle reazioni acido-base un equivalente di sostanza acquista o cede una mole di ioni H +.

16 SOLUZIONI Una soluzione è una miscela omogenea in cui una sostanza (soluto), solida, liquida o gassosa, si discioglie in una sostanza liquida (solvente), originando una fase liquida omogenea. La massima quantità di soluto che si può sciogliere dipende dalla forza delle interazioni soluto-solvente Soluzione non satura: soluzione che contiene quantità di soluto inferiori alla massima quantità dissolvibile. Soluzione satura: soluzione nella quale è disciolta la massima quantità di soluto possibile. Soluzione sovrasatura: soluzione instabile che contiene una quantità di soluto superiore alla massima quantità. La concentrazione di una soluzione satura all equilibrio è detta SOLUBILITA.

17 DENSITA' La densità di un oggetto è la sua massa per unità di volume Per il volume l'unità nel SI èil metro cubo (m 3 ) che però è molto scomodo per l'uso di laboratorio. Si usa quindi il litro:

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19 Concentrazione quantità di soluto quantità di soluzione/ solvente Molarità (M): numero di moli di soluto per litro di soluzione. Moli / L Formalità (F): numero di grammoformula per litro di soluzione. gformula / L Molalità (m): numero di moli di soluto per chilogrammo di solvente. Moli / Kg solvente Normalità (N): numero di equivalenti di soluto per litro di soluzione. eq / L Frazione Molare (χ): rapporto tra il numero di moli di soluto ed il numero totale di moli (soluto + solvente). Moli(soluto) / Moli(soluto) + Moli(solvente) Percentuale (%): può essere espressa in peso, in volume o in moli per il rapporto soluto/soluzione.

20 Molarità moli di soluto Molarità litri di soluzione Una soluzione ottenuta sciogliendo 0.20 moli di NaCl in acqua sino ad un volume di 2.0 L ha molarità: 0.20 moli 0.10 mol/l 2.0 litri 0.10 M Percentuale in massa di soluto massa di soluto % 100 massa della soluzione In una soluzione ottenuta mescolando 3.5 g di NaCl e 96.5 g 3.5 g % NaCl 3.5 g g di acqua si ha: 100 3,5 % Molalità moli di soluto molalità Kg di solvente Una soluzione ottenuta sciogliendo 0.20 moli di NaCl in 2000 g di acqua ha molalità: 0.20 moli 2.0 Kg 0.10 mol/kg 0.10 m

21 Frazione molare Per una soluzione fra due componenti A e B : moli di A x A moli di A + moli di B Una soluzione ottenuta sciogliendo moli di glucosio in 25.2 g di acqua la frazione molare del glucosio è: 25.2 g n H2O 1.40 molh 2O x glucosio g/mol x + x H 2 glucosio O 1 x O H2 0,978 Molalità Frazione molare Una soluzione di glucosio è m. Calcolare le frazioni molari moli moli glucosio H O g 2 18 g/mol 55.6 mol x x glucosio H O

22 Molalità % massa Calcolare la % in massa di una soluzione di glucosio m moli di glucosio per 1 Kg di solvente (acqua). Si ha quindi: massa massa glucosio H O mol g/mol 21.6 g 1000 g 21.6 % massaglucosio % Frazione molare Molalità Calcolare la molalità di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è mole di soluzione contiene moli di glucosio e (1-0,150) moli di acqua. Si ha quindi: massa O mol 18 g/mol 15.3 H2 g mol molalità Kg glucosio 9.8 m

23 Frazione molare % massa Calcolare la % in massa di una soluzione acquosa di glucosio la cui frazione molare è mole di soluzione contiene 0,150 moli di glucosio e ( ) moli di acqua. Si ha quindi: massa mol g/mol 27.0 g massa glucosio 2 H O mol 18 g/mol 15.3 g 27.0 g % massaglucosio g g 63.8 % Calcolare la molarità di una soluzione m di KCl in acqua [ densità g/l ] Per 1 Kg di solvente vi sono moli di KCl e quindi: massa KCl mol 74.6 g/mol 20.4 g Molalità Molarità 3 massatot massakcl + massah O 1000 g g 1020 g g 2 Nell espressione per il calcolo della molarità c è però il volume in litri della soluzione, calcolabile tramite la densità:

24 massa d volume massa volume d molarità mol L g g/l M L Si noti che per soluzioni diluite molarità molalità Calcolare la molalità di una soluzione Molalità M di Pb(NO 3 ) 2 in acqua, avente densità g/ml. Per 1 litro di soluzione vi sono moli di Pb(NO 3 ) 2. La massa di un litro di soluzione è: 3 massa volume d ml g/ml 1252 g Molarità soluzione La massa di Pb(NO 3 ) 2 è La massa di acqua è La molalità è quindi: mol g/mol 300 g 1252 g g 952 g mol molalità Kg m

25 Come si prepara una soluzione KMnO 4 PM 158 a) Soluzione 0,1 molale (0,1 m) b) Soluzione 0,1 molare (0,1 M)

26 MOLARITA (M) M molarità n numero di moli V volume in litri M n V n M V V n M DILUIZIONE + H 2 O Nelle operazioni di diluizione il numero di moli di soluto si conserva. n 1 M 1 V 1 n 2 M 2 V 2 n 1 n 2 M 1 V 1 M 2 V 2

27 Esempio Si abbia una soluzione 0.8 M di NaCl. Quanti ml di questa soluzione devono essere usati per preparare 100 ml di una nuova soluzione di concentrazione 0.2 M? M i 0,8 M V i incognita M f 0,2 M V f 100 ml M V M i i f V f V M M i V 0.2 M 100 ml 0.8 M f f i 25 ml

28 Esempio Si consideri la reazione di neutralizzazione, H 2 SO 4 (aq) + 2 NaOH (aq) Na 2 SO 4 (aq) + 2 H 2 O (l) Un recipiente contiene 35.0 ml di una soluzione M di H 2 SO 4. Quanti ml di una soluzione M di NaOH devono essere aggiunti per reagire completamente con l acido solforico? Si passa dal volume di H 2 SO M al numero di moli: 1) n H 2SO4 M V mol/l 35.0x10-3 L 6.125x10-3 mol 2 2) n NaOH n H 2SO mol n M 1 mol NaOH mol H SO 2 4 NaOH 3) V NaOH 4, L 49 ml NaOH 1, mol 0,250 mol/l

29 MESCOLAMENTO Nelle operazioni di mescolamento il numero di moli di soluto si conserva V M n V M n n n n V M V M V M V M n

30 Esercizi 1 1 Quanto HNO 3 reagisce con 250 g di Fe 2 O 3 e quanto Fe(NO 3 ) 3 si forma? La reazione (da bilanciare) è la seguente: Fe 2 O 3 + HNO 3 Fe(NO 3 ) 3 + H 2 O R: g HNO 3 ; g Fe(NO 3 ) 3 2 Quanti g di NaBiO 3 e quale volume di H 2 SO 4 al 35% (d 1.11 g/ml) occorre per far reagire g di un minerale che contiene il 42% in peso di FeS; quanti g di Fe 2 (SO 4 ) 3 si formano? La reazione (da bilanciare) è la seguente: NaBiO 3 + FeS + H 2 SO 4 Bi 2 (SO 4 ) 3 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O R: g NaBiO 3 ; 1.67 L H 2 SO 4 ; g Fe 2 (SO 4 ) 3

31 Esercizi g di AgNO 3 aggiunti ad una soluzione di 98 g di CaCl 2. Quanto reagente in eccesso rimane e quanti g di AgCl e Ca(NO 3 ) 2 si formano? AgNO 3 + CaCl 2 AgCl + Ca (NO 3 ) 2 R: g AgCl; g Ca(NO 3 ) 2 ; 26.1 g CaCl 2 non reagiti 2 Quante moli di NO 2 si formano da 163 g di Sn, 450 ml di una soluzione di NaNO 3 al 48% (d 1.12 g/ml) e 680 g di H 2 SO 4 al 63% in peso? Sn + NaNO 3 + H 2 SO 4 SnO 2 + NO 2 + H 2 O + Na 2 SO 4 R: 2.85 moli NO 2

32 Esercizi 3 1 Calcolare la molarità degli ioni SO 4 2- nella soluzione ottenuta mescolando 65.2 ml di Al 2 (SO 4 ) 3 1,13 F con 25.8 ml di Al 2 (SO 4 ) 3 0,189 F R: 2,59 M 2 Calcolare la molarità degli ioni Cl - nella soluzione ottenuta mescolando 40,3 ml di NaCl 1,30 F con 64.8 ml di BaCl 2 0,198 F R: 0,739 M 3 Calcolare il volume di AgNO 3 0,189 F da aggiungere a 53,2 ml di AgNO 3 1,12 F perché la concentrazione di ioni NO 3 - nella soluzione risultante sia uguale a 0,66 M R: 52 ml 4 Calcolare il volume di soluzione 1,49 M di ioni Cl - che si può preparare diluendo 52,8 ml di BaCl 2 1,48 F con NaCl 0,504 F. R: 131 ml

33 Soluzioni in un sistema liquido solubilità, parziale solubilità o insolubilità, come regola vale che: ASINUS ASINUM FRICAT ovvero il simile scioglie il suo simile dissoluzione di un sale, solvatazione degli ioni

34 Elettrolita forte: in soluzione si dissocia completamente in ioni Es: NaCl, AgCl Elettrolita debole: in soluzione si dissocia parzialmente in ioni Es: CH 3 COOH H 2 O: molecola polare Gruppo -CH 3 : gruppo apolare (idrofobo) Gruppi OH, -COOH: gruppi polari (idrofili) CH 3 -OH: polare, solubile in acqua in ogni rapporto CH 3 -O-CH 3 : apolare, insolubile in acqua

35 Solubilità: interazioni simili CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 3 Molecola apolare: solubile in solventi apolare (Benzene) CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -COOH Molecola con parti polari e non polari: solubilità mista

36 Vitamina idrosolubile Vitamina liposolubile

37 Entalpia di soluzione Per il processo di soluzione di un solido in un liquido è possibile definire un calore o entalpia di soluzione, ΔH sol che è sostanzialmente uguale all energia di solvatazione (negativa) più l energia reticolare (positiva): ΔH sol energia di solvatazione + energia reticolare Se prevale l energia di solvatazione il processo di soluzione è esotermico ΔH sol <0 mentre se prevale l energia reticolare il processo è endotermico, ΔH sol >0. Solidi con ΔH sol <0 sono molto solubili ma anche solidi con ΔH sol >0 sono spesso solubili (purchè il ΔH sol non sia troppo grande) per effetto della tendenza al disordine Di fatto, la maggior parte dei solidi ionici solubili ha ΔH sol piccolo e positivo.

38 Solubilità in funzione della temperatura La solubilità di un solido ionico aumenta con T se ΔH sol >0 mentre diminuisce se ΔH sol <0 (Principio di Le Chatelier)

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40 Solubilità dei gas Tranne rari casi (Es. Ammoniaca in acqua) i gas sono poco solubili nei liquidi per ragioni entropiche (disordine molecolare molto minore in soluzione che allo stato gassoso). La solubilità diminuisce al crescere della temperatura (ΔG ΔH TΔS) ed aumenta con la pressione parziale del gas La pressione ha poco effetto sulla solubilità di solidi e di liquidi.

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