Il bilanciamento delle reazioni chimiche

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1 1 Il bilanciamento delle reazioni chimiche Avete visto che gli atomi hanno diversi modi di unirsi l uno all altro. Si può anche iniziare a capire che una reazione chimica non è nient altro che un cambiamento di connettività degli atomi; non variano quindi il numero totale e il tipo di atomo ma varia il loro modo di attaccarsi. Vediamo un esempio pratico: la combustione del metano. Disegnate con i legami covalenti le seguenti molecole: metano (CH 4 ) acqua (H 2 O) ossigeno (O 2 ) anidride carbonica (CO 2 ) Osserva: la connessione C-H viene distrutta dalla reazione di combustione. Si producono invece delle connessioni C-O e H-O. Prova ora a risalire ai coefficienti stechiometrici che si trovano davanti a ciascun tipo di molecola (trova perciò a quanto corrispondono a, b, c d) a CH 4 + b O > c CO 2 + d H 2 O Per fare questo lavoro non c è un metodo sistematico. Bisogna rispettare la regola che ogni atomo è conservato (quindi ci saranno lo stesso numero di C, O, H, ecc a sinistra e a destra della freccia). Quando si ha a che fare con molecole grandi e piccole il trucchetto è quello di bilanciare prima le molecole grosse, poi quelle piccole. Nel nostro caso si può partire dal metano: contiene 1 C e 4 H. Quindi avremo anche dall altra parte 1 C e 4 H. Per avere un C a destra ci servono 1 CO 2, mentre per avere 4 H ci servono 2 H 2 O. Quindi se a =1 allora c =1 e d = 2. Ma con c=1 e d = 2 si hanno a destra anche 4 atomi di O che devono essere euilibrati a sinistra. Capirete che allora il coefficiente b avrà valore 2. Siccome il coefficiente 1 di solito è omesso si può scrivere la reazione bilanciata nel seguente modo: CH O > CO H 2 O Non è così complicato... ma richiede parecchia esercitazione!!!!

2 2 1) Al + O > Al 2 O 3 Esercizio 1 Trova i coefficienti corretti per le seguenti reazioni chimiche 2) Fe + HCl > FeCl 2 + H 2 3) CuSO 4 + Na 2 S -----> CuS + Na 2 SO 4 4) CO 2 + H 2 O > C 6 H 12 O 6 + O 2 5) Al 4 C 3 + H 2 O > Al(OH) 3 + CH 4 6) HNO 3 + Ca(OH) > Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O 7) BaCl 2 + Na 3 PO > Ba 3 (PO 4 ) 2 + NaCl 8) H 3 PO 4 + Mg(OH) > Mg 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O 9) Br 2 + KOH -----> KBr + KBrO + H 2 O 10) KClO > KClO 4 + KCl 11) H 2 SO 4 + Al(OH) > Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 12) C 2 H 2 Cl 4 + Ca(OH) > C 2 HCl 3 + CaCl 2 + H 2 O 13) Zn 3 Sb 2 + H 2 O -----> Zn(OH) 2 + SbH 3 14) C 6 H 5 Cl + SiCl 4 + Na -----> (C 6 H 5 ) 4 Si + NaCl 15) K 4 Fe(CN) 6 + H 2 SO 4 + H 2 O -----> K 2 SO 4 + FeSO 4 + (NH 4 ) 2 SO 4 + CO 16) Fe(CO) 5 + NaOH -----> Na 2 Fe(CO) 4 + Na 2 CO 3 + H 2 O 17) Al + Cr 2 O > Al 2 O 3 + Cr 18) CS 2 + Cl > CCl 4 + S 2 Cl 2 Per la reazione 18 trova la struttura di tutti i composti covalenti (Buon divertimento!!!!!!)

3 3 Peso molecolare e Mole Il peso atomico (PA) Vi ricorderete certamente che la massa degli atomi è molto piccola. Per questo motivo si usa un unità di misura particolare: l uma (unità di massa atomica). Ricorderete anche che 1 uma = 1.66 * g Quindi de per esempio leggete sulla tavola periodica che l ossigeno pesa uma, ciò significa che un atomo di ossigeno avrà la massa di 16 * 1.66*10-24 = 2.656*10-23 g cioè g. Il peso molecolare (PM) Come abbiamo visto le molecole e i composti sono appunto fatti da combinazioni di atomi che sono uniti tra loro. La massa di una tale unità sarà facilmente calcolabile: basterà sommare le masse di tutti gli atomi presenti. Con una formula matematica si può quindi definire il peso molecolare (PM) di tutte le molecole PM = Σ PA*n atomi Un esempio: il peso molecolare del solfato di rame (CuSO 4 ) si trova nel seguente modo: PM (CuSO 4 ) = PA (Cu) * 1 + PA (S) * 1 + PA (O) * 4 = = * * * 4 = uma La mole Il concetto di mole è legato al peso molecolare (e atomico). Se si volesse pesare un atomo in laboratorio con una bilancia normale... ci si scontrerebbe subito con il problema che un singolo atomo pesa decisamente troppo poco... Quindi in chimica non si pesa mai un singolo atomo ma sempre un insieme di tantissimi atomi. Per questo motivo i chimici hanno introdotto il concetto di mole. Per spiegare questo concetto si può ricorrere alla tradizione contadina... con il ragionamento della Rosina Al mercato difficilmente comperate un singolo uovo. Piuttosto vi capiterà di acquistare 12 uova. La Rosina che va al mercato chiama la quantità di 12 uova dozzina. I chimici hanno un approccio analogo per la mole. Una mole è una quantità (nota e fissa) di particelle. Si possono avere moli di singoli atomi o anche di molecole e composti * particelle ( ) sono una mole di particelle. Schematizzando:

4 4 Il numero *10 23 particelle non è stato scelto casualmente!!! Infatti c è una relazione precisa tra il peso molecolare (o atomico per i singoli atomi) e la mole. 1 mole è il numero di particelle contenuto nella massa, in grammi, corrispondente al peso molecolare espresso in uma della sostanza in questione. Esempio: il PM dell acqua (H 2 O) PM (H 2 O) = * = uma Ciò vuol dire che una singola molecola di acqua pesa uma (o * 1.66*10-24 g = *10-23 g). Ciò vuol dire anche che g di acqua contengono 6.022*10 23 particelle di H 2 O. Per verifica si può moltiplicare il peso di una singola molecola di acqua, espressa in grammi per il numero di particelle che compone una mole. Si troveranno appunto g in tutto *10-23 g * 6.022*10 23 = (un piccolo errore è causato dagli arrotondamenti). Quindi schematicamente si può sintetizzare nel seguente modo:

5 5 Il calcolo stechometrico Obiettivo Imparare a calcolare in massa (g) e in moli (mol) le quantità relative ad una reazione chimica. 2 Pacchi di farina 1 Dozzina di uova Si ottengono 24 porzioni di tagliatelle Esempio dalla cucina: le tagliatelle della nonna Possiamo riscrivere la ricetta come se fosse una reazione chimica; si ottiene un espressione come questa: I PM sono le quantità delle varie materie prime espresse nell unità appropriata. Si vede che con questo tipo di raagionamento si può, partendo da un dato conosciuto trovare tutti gli altri facilmente. Questo tipo di ragionamento illustra bene il metodo con il quale si calcolano le masse equivalenti nelle reazioni chimiche.

6 6 Proviamo ora con una reazione Prendiamo una delle reazioni che abbiamo precedentemente bilanciato. Ecco che con questo metodo si possono calcolare le masse equivalenti per ciascuna sostanza. Naturalmente non si parlerà di dozzine o pacchi, ma unicamente di moli: infatti le moli indicano un numero di particelle fisso. Se 3 particelle di BaCl 2 reagiscono con 2 particelle di Na 3 PO 4 per dare 1 particella di Ba 3 (PO 4 ) 2 e 6 di NaCl, allora anche per le moli varrà che 3 moli di BaCl 2 reagiscono con 2 moli di Na 3 PO 4 per dare 1 mole di Ba 3 (PO 4 ) 2 e 6 moli di NaCl.

7 7 Lavoro di gruppo Gruppo 1 Reazione 1: da 30g di Al trovate tutto il resto. Reazione 9: da 2 g di KBr trovate tutto il resto. Reazione 15: da 8g di K 2SO 4 trovate tutto il resto. Gruppo 2 Reazione 2: da 20g di Fe trovate tutto il resto. Reazione 10: da 0.03g di KCl trovate tutto il resto. Reazione 15: da 8g di FeSO 4 trovate tutto il resto. Gruppo 3 Reazione 4: da 40g di CO 2 trovate tutto il resto. Reazione 11: da 7g di H 2O trovate tutto il resto. Reazione 15: da 8g di (NH 4) 2SO 4 trovate tutto il resto. Gruppo 4 Reazione 5: da 12g di Al 4C 3 trovate tutto il resto. Reazione 12: da 1Kg di CaCl 2 trovate tutto il resto. Reazione 15: da 8g di CO trovate tutto il resto. Gruppo 5 Reazione 6: da 33g di HNO 3 trovate tutto il resto. Reazione 13: da 500mg di SbH 3 trovate tutto il resto. Reazione 15: da 8g di K 4Fe(CN) 6 trovate tutto il resto. Gruppo 6 Reazione 8: da 50g di H 3PO 4 trovate tutto il resto. Reazione 14: da 3g di NaCl trovate tutto il resto. Reazione 15: da 8g di H 2SO 4 trovate tutto il resto. Ricordatevi di essere pronti a presentare uno dei tre esercizi!!!

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