Coefficienti stechiometrici: sono di norma i numeri interi più piccoli possibili Indicare lo stato di aggregazione delle sostanze

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1 REAZIONI CHIMICHE 2A+B î 3C + D reagenti prodotti Equazione chimica Coefficienti stechiometrici: sono di norma i numeri interi più piccoli possibili Indicare lo stato di aggregazione delle sostanze Na 2 CO 3(s) + 2 HCl (aq) d2 NaCl (aq) + CO 2(g) + H 2 O (l) (s)=solido (l)=liquido (g)= gas (aq)= sol.acquosa Inoltre, in sol. acquosa: (s)oe (g)m Una reazione completamente spostata in un verso è detta quantitativa. Bilanciamento dell equazione chimica Legge di Lavoisier della conservazione della massa p Bilancio di massa: m(reagenti) = m(prodotti) Bilancio di carica: q(reagenti) = q(prodotti) Le molecole vanno scritte in maniera corretta NO 2H+OdH 2 O SI 2H 2 +O 2 d2 H 2 O

2 Reazioni in soluzione acquosa In una soluzione possono essere presenti sia molecole che ioni. Gli ioni possono originarsi da: 1)composti con reticolo ionico (sali, idrossidi..) NaCl, K 2 SO 4, NaOH, Ca(OH) 2 2)composti a struttura molecolare Esempi 1- NaCl (aq) dna + (aq) + Cl - (aq) (più corretto) Na + (aq) + Cl - (aq) (più breve) NaCl H 2 O 2- HCl (aq) + H 2 O (l) d Cl - (aq) + H 3 O + (aq) HCl + H 2 O d H 3 O + (aq) + Cl - (aq) I composti a struttura ionica sono elettroliti forti. Quelli a struttura molecolare sono più spesso o non elettroliti od elettroliti deboli. Classificazione delle reazioni chimiche Omogenee H 2(g) + Cl 2(g) l 2HCl (g) G HNO 2(aq) + H 2 O (l) î H 3 O + - (aq) + NO 2 (aq) AQ Eterogenee MgCO 3(s) î MgO (s) + CO 2(g) 3 fasi AgNO 3(aq) + NaCl (aq) î AgCl (s) + NaNO 3(aq) 2 fasi

3 Reazioni 1. Redox: variazione del numero di ossidazione 2. Non redox: precipitazione, complessazione, acido-base (classificaz. di massima) Precipitazione BaCl 2(aq) + Na 2 SO 4(aq) d BaSO 4(s) + 2NaCl (aq) Ovvero BaCl 2(aq) d Ba 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) Na 2 SO 4(aq) d 2Na + (aq)+so 4 2- (aq) Tutti i sali possibili sono solubili eccetto BaSO 4, allora: Ba 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) d BaSO 4(s) La reazione in forma ionica riporta gli ioni che reagiscono veramente: gli altri sono ioni spettatori. Na 2 SO 4(aq) + 2 KNO 3(aq) \ K 2 SO 4(aq) + 2NaNO 3(aq) Non è una reazione chimica! Complessazione 6 KCN (aq) + FeCl 2(aq) d K 4 [Fe(CN) 6 ] (aq) +2KCl (aq) 6 K + (aq)+6 CN (aq) + Fe 2+ (aq)+2cl - (aq) o 4K + (aq) + [Fe(CN) 6 ] 4- (aq)+2kcl (aq) +2K + + 2Cl - 6 CN (aq) + Fe 2+ (aq) d [Fe(CN) 6 ] 4- (aq) ione complesso KMgCl 3 ~sale doppio K + + Mg Cl - diverso da Ä sale complesso K + + [MgCl 3 ] -

4 ACIDI E BASI Teoria di Arrhenius(1884) Acido: cede protoni (H + ) in soluzione acquosa Base: cede ioni idrossido (OH - ) in soluzione acquosa Teoria di Bronsted-Lowry (1923) Acido: donatore di protoni Base: accettore di protoni 1. Senza accettore non c è donatore 2. Prescinde dalla presenza di acqua Coppia coniugata Acido 1 î H + + Base1 Base 2 + H + î Acido 2 Acido 1+ Base 2 î Acido 2 + Base1 Reazione acido-base: è una competizione per i protoni fra due basi. La base coniugata di un acido forte (es. HCl) è debole(es.cl - ) La base coniugata di un acido debole (es. H 2 O) è forte (es.oh - )

5 ESEMPI DI COPPIE CONIUGATE Acido1 Base 2 Acido 2 Base 1 H 3 O + + OH - î H 2 O + H 2 O HCl + H 2 O î H 3 O + +Cl- H 2 O + NH 3 + î NH 4 +OH - H 2 O 2- + CO 3 - î HCO 3 +OH - H 2 O - + HCO 3 î (H 2 CO 3 )+OH - H 2 O + S 2- î HS - +OH - H 2 O + HS - î H 2 S + OH - HS -, HCO 3 - sono detti anfoliti H 3 O + + Al(OH) 3 (H 2 O) 3 l[al(oh) 2 (H 2 O) 4 ] + + H 2 O Al(OH) 3 (H 2 O) 3 + OH - îh 2 O +[Al(OH) 4 (H 2 O) 2 ] - H 3 N + -CHR-COO - + OH - îh 2 O + H 2 N-CHR-COO - H 3 N + -CHR-COO - + H 3 O+ - î H 3 N + -CHR-COOH + H 2 O Aminoacidi R H 2 N-C-COO - H Acido aminoacetico H H 2 N-C-COOH H [Al(OH) 3 (H 2 O) 3 ], H 3 N + -CHR-COO - comportamento anfotero

6 Teoria di Lewis (1932) Acido: specie chimica in grado di accettare una coppia solitaria (elettrofilo) Base: specie chimica in grado di fornire una (o più) coppie solitarie (nucleofilo) base acido m H 2 O + Me n+ l[me(h 2 O) m ] n+ ione complesso base acido H 2 O + HCl l H 3 O + +Cl - H 2 O è un agente nucleofilo più forte di Cl - Neutralizzazione - Si ottiene neutralizzazione quando sono presenti quantità stechiometricamente equivalenti di acido e di base - La soluzione risultante sarà rigorosamente neutra (ph 7) solo se l acido e la base sono di egual forza.

7 HCl (aq) +NaOH (aq) d NaCl (aq) +H 2 O (l) forma completa Ma HCl (aq) + H 2 O (l) d H 3 O + (aq) + Cl - (aq) NaOH (aq) d Na + (aq) +OH - (aq) Quindi H 3 O + (aq) + Cl - (aq) + Na + (aq) +OH - (aq) o 2 H 2 O (l) + Cl - (aq) + Na + (aq) da cui: H 3 O + (aq) +OH - (aq)d2 H 2 O (l) forma ionica Altro esempio HI (aq) +KOH (aq) d KI (aq) + H 2 O (l) p H 3 O + (aq) + OH - (aq)d H 2 O (l) + H 2 O (l) A 1 B 2 B 1 A 2 Altro esempio CH 3 COONa (aq) + HCl (aq) îch 3 COOH (aq) + NaCl (aq) CH 3 COONa (aq) dch 3 COO - (aq) + Na + (aq) HCl (aq) + H 2 O (l) d H 3 O + (aq) + Cl - (aq) CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) + H 3 O + (aq) + Cl - (aq) o CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) + H 3 O + (aq) + Cl - (aq)

8 Ma CH 3 COOH è un acido debole, perciò poco dissociato: CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) ì CH 3 COOH (aq) +H 2 O (l) Si dice infatti: un acido forte sposta un acido debole da un suo sale HNO 2(aq) + KOH (aq) î KNO 2(aq) + H 2 O (l) HNO 2(aq) + K + + OH - (aq) î K + +NO 2 - (aq) + H 2 O (l) HNO 2(aq) + OH - (aq) î NO 2 - (aq) + H 2 O (l) A B A 1 BB2 B 1 2 Di seguito si riportano alcune reazioni acido-base che avvengono con sviluppo di gas: NH 4 + (aq) + OH - (aq) dnh 3(g) m + H 2 O (l) HCO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) dco 2(g) m + 2 H 2 O (l) CO 3 2- (aq) + 2 H 3 O + (aq) d CO 2(g) m + 3 H 2 O (l) S 2- (aq) + 2 H 3 O + (aq) dh 2 S (g) m + 3 H 2 O (l) HSO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) dso 2(g) m + 2H 2 O (l) SO 3 2- (aq) + 2 H 3 O + (aq) dso 2(g) m + 3H 2 O (l) (Si possono trovare descritte come categoria a parte, ma la produzione di gas non identifica il fenomeno dal punto di vista chimico)

9 Ossidi anfoteri SnO SnO (s) + 2HCl (aq) î SnCl 2(aq) + H 2 O (l) comportam.basico SnO (s) + 2 NaOH (aq) î Na 2 SnO 2(aq) + H 2 O (l) comp.acido ZnO ZnO (s) + 2H 3 O + (aq)î Zn 2+ (aq) + 3H 2 O (l) ZnO (s) + 2 OH- (aq) + 2 H 2 O (l) î [Zn(OH) 4 ] 2- (aq) Cromo CrO ossido basico Cr 2 O 3 ossido anfotero CrO 3 ossido acido Cr 2 O 3(s) + 6H 3 O + (aq)î2 Cr 3+ (aq) + 9H 2 O (l) Cr 2 O 3(s) + 2 OH - (aq) î 2 CrO 2 - (aq) + H 2 O (l) Manganese MnO ossido basico MnO 2 ossido anfotero MnO 3 ossido acido Mn 2 O 7 ossido acido MnO 2(s) + 4 H 3 O + (aq)î Mn 4+ (aq) + 6H 2 O (l) MnO 2(s) + 2 OH - (aq) î MnO 3(aq) + H 2 O (l)

10 Se un elemento dà luogo a più ossidi basici, le proprietà basiche sono più marcate nell ossido con il più basso n.o. Se un elemento dà luogo a più ossidi acidi, le proprietà basiche sono più marcate nell ossido con il più alto n.o. Al 2 O 3 Al 2 O 3(s) + 6 H 3 O + (aq)+ 3 H 2 O (l) î 2 [Al (H 2 O) 6 ] 3+ Al 2 O 3(s) + 2 OH - (aq)+ 3 H 2 O (l) î 2 [Al (OH) 4 ] - Al 2 O 3(s) + 6 HCl (aq) î 2AlCl 3 + 3H 2 O Al 2 O 3(s) + 2 NaOH (aq) î 2 NaAlO 2(aq) + H 2 O (l)

11 REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE (REDOX) Avviene un trasferimento di elettroni da uno ad un altro atomo delle specie in reazione. Primo concetto di ossidazione: combinazione con ossigeno: C + O 2 d CO 2 H 2 + ½ O 2 dh 2 O 2 Fe + 3/2 O 2 dfe 2 O 3 Tuttavia un elemento può essere ossidato da una specie diversa dall ossigeno C + 2 F 2 dcf 4 H 2 + F 2 d2 HF 2 Fe + 3 F 2 d 2 FeF 3 2 Na + Cl 2 d2 NaCl Il processo può essere scisso in due fasi: a)ossidazione di Na metallico NadNa + + e - 1-Aumenta il numero d ossidazione 2-Perdita di elettroni rimozione di un elettrone da un atomo Na (Na + ) e suo trasferimento ad un atomo di cloro (dcl - ) b)riduzione di Cl 2 : ½ Cl 2 + e - dcl - 1-Diminuisce il numero d ossidazione 2-Acquisto di elettroni

12 Esempio di redox (da bilanciare!) H 2 S (aq) + HNO 3(aq) d S (s) + H 2 O (l) + NO (g) S -2d0 2m un atomo il cui n.o. aumenta si ossida N +5d+2 3o un atomo il cui n.o. diminuisce si riduce H 2 S è un agente riducente HNO 3 è un agente ossidante Le reazioni redox in soluzione acquosa sono reazioni che avvengono con scambio di elettroni Il rapporto quantitativo con cui reagiscono ossidante e riducente deve essere tale che: Numero di elettroni acquistati dall ossidante = Numero di elettroni ceduti dal riducente

13 Bilanciamento di una reazione redox (già impostata) 1. Si determinano ossidante e riducente. 2. Se esistono più possibilità si scelgono il miglior ossidante (E >) ed il miglior riducente (E <). (riguardo a questo punto vedere oltre) 3. Si calcola la diminuzione del n.o per l ossidante, l aumento del n.o per il riducente. 4. Si attribuiscono alle due specie i coefficienti in modo che il saldo elettronico sia nullo. 5. Si prosegue poi il bilancio come per le altre reazioni chimiche Forma ionica 1. Completare i bilanci di massa e di carica. 2. I coefficienti delle specie che si ossidano e riducono normalmente non cambiano, a meno che queste non partecipano ad altre reazioni. 3. Per bilanciare le cariche si introducono dal lato opportuno ioni H 3 O + se la reazione avviene in soluzione acida, ioni OH - se avviene in soluzione basica. 4. Il bilancio di massa termina di solito col controllo degli ioni ossigeno.

14 Forma completa 1. Si scrivono tutti i prodotti che si formano in seguito alla reazione in forma ionica. 2. Le molecole si scrivono per esteso, gli ioni si uniscono con gli ioni di partenza di segno opposto. Occorre infine abbinare gli ioni spettatori ai corrispondenti controioni. USO DI SEMIREAZIONI NEL BILANCIO STECHIOMETRICO Usare la tabella dei potenziali standard in soluzione acquosa a 25 C. E = potenziale standard di riduzione Una reazione è possibile se E oxid >E rid Ogni coppia agisce da ossidante nei confronti delle coppie che la precedono nella tabella (E < algebricamente), e da riducente verso quelle che la seguono. Questo punto è da tenere presente per scrivere quelle reazioni in cui sono possibili più ossidanti e più riducenti.

15 Esempio Fe 3+ (aq) + Co 2+ (aq) dfe 2+ (aq) + Co 3+ (aq)?? E Fe 3+ /Fe 2+ = V E Co 3+ /Co 2+ = V E oxid< E rid Reazione non possibile Sarà possibile la reazione opposta: Fe 2+ (aq) + Co 3+ (aq) dfe 3+ (aq) + Co 2+ (aq) Si deve verificare infatti la condizione: E oxid (coppia ossidante)> E rid (coppia riducente) Es. KMnO 4 + NaBr + H 2 SO 4 d? 1)MnO H 3 O + + 5e-îMn H 2 O E =1.51V 2)Br 2 + 2e - î2br - E =1.065V E 1 >E 2 la reazione avviene 2 MnO H 3 O + + 5e-î Mn H 2 O 5 Br 2 + 2e - î 2Br - 2MnO H 3 O Br - î5br 2 î2 Mn H 2 O

16 Ricapitolazione dell uso di semireazioni 1. Indicare gli ioni e le specie molecolari presenti in soluzione. 2. Individuare le coppie redox (miglior ossidante vs. miglior riducente). 3. Copiare le coppie redox nel verso corretto. 4. La reazione è possibile se E ox >E red, ed è inoltre spostata verso destra se E ox -E red >0.3V. 5. Si bilanciano gli elettroni, moltiplicando opportunamente le semireazioni, e si somma membro a membro. Reazioni di dismutazione Esempi Cu 2 SO 4(aq) dcu(s) + CuSO 4(aq) 2 H 2 O 2(aq) d2 H 2 O (l) + O 2(g) A m + d B n + dc p + E (A/B) E (B/C) m>n>p Se E (B/C) > E (A/B) si ha dismutazione 2B î C + A Perché? E (B/C) > E (A/B) B può ossidare B ad A, riducendosi a C.

17 Riprendiamo ora gli esempi, giustificandoli. E =0.15 E =0.52 Cu 2+ dcu + dcu 0 dismuta Cu 2 SO 4(aq) dcu(s) + CuSO 4(aq) E =0.77 E =-0.44 Fe 3+ dfe 2+ dfe 0 non dismuta reaz. opposta Fe + 2 Fe 3+ d3 Fe 2+ E =0.68 E =1.77 O 2 dh 2 O 2 dh 2 O dismuta H 2 O H 3 O + + 2e - î4 H 2 O H 2 O H 2 O îo 2 +2 H 3 O + + 2e - E =1.77 V E =0.68 V 2 H 2 O 2 î 2H 2 O + O 2 E = 1.63 E = 1.36 HClO dcl 2 dcl - E = 0.40 E = 1.36 ClO - dcl 2 dcl - ambiente acido NO ambiente basico SI

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