Reazioni in Soluzioni Acquose. Capitolo 4

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1 Reazioni in Soluzioni Acquose Capitolo 4

2 Una soluzione è una miscela omogenea di 2 o più sostanze Il soluto è(sono) la(le) sostanza(e) presente(i) in minore quantità Il solvente è la sostanza presente in maggiore quantità Soluzione Solvente Soluto Bibite (l) H 2 O Zucchero, CO 2 Aria (g) Lega leggera per saldatura (s) N 2 Pb O 2, Ar, CH 4 Sn 4.1

3 Un elettrolita è una sostanza che, quando sciolta in acqua, dà luogo ad una soluzione che può condurre elettricità. Un non elettrolita è una sostanza che, quando sciolta, produce una soluzione che non conduce elettricità. non elettrolita elettrolita debole elettrolita forte 4.1

4 Chi conduce l elettricità in soluzione? Cationi (+) e Anioni (-) Reazioni di Dissociazione Elettrolitica o Ionizzazione Elettrolita forte 100% dissociazione NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Elettrolita debole non completamente dissociato CH 3 COOH CH 3 COO - (aq) + H + (aq) 4.1

5 Ionizzazione dell acido acetico CH 3 COOH CH 3 COO - (aq) + H + (aq) Una reazione reversibile. La reazione può avere luogo in entrambe le direzioni. L acido acetico è un elettrolita debole dal momento che la sua ionizzazione in acqua è incompleta. 4.1

6 L idratazione è il processo in cui uno ione viene circondato da molecole di acqua disposte in un modo non casuale. δ - δ + H 2 O 4.1

7 I non elettroliti conducono l elettricità? NO. Non ci sono né cationi (+) né anioni (-) in soluzione C 6 H 12 O 6 (s) H 2 O C 6 H 12 O 6 (aq) 4.1

8 Reazioni di Precipitazione Precipitato solido insolubile che si separa dalla soluzione precipitato Pb(NO 3 ) 2 (aq) + 2NaI (aq) PbI 2 (s) + 2NaNO 3 (aq) equazione molecolare Pb NO Na + + 2I - PbI 2 (s) + 2Na + + 2NO 3 - equazione ionica PbI 2 Pb I - PbI 2 (s) equazione ionica netta Na + and NO - 3 sono ioni spettatori 4.2

9 Precipitazione dello Ioduro di Piombo Pb I - PbI 2 (s) PbI 2 4.2

10 La solubilità è la massima quantità di soluto che si scioglie in una data quantità di solvente ad una specifica temperatura. 4.2

11 Scrivere l Equazione Ionica Netta 1. Scrivi l equazione molecolare bilanciata. 2. Scrivi l equazione ionica mostrando gli elettroliti forti completamente dissociati in cationi e anioni. 3. Elimina gli ioni spettatori da entrambi i lati dell equazione ionica. 4. Verifica che cariche e numeri di atomi siano bilanciati nell equazione ionica netta. Scrivi l equazione ionica netta per la reazione del nitrato di argento con il cloruro di sodio. AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) AgCl (s) + NaNO 3 (aq) Ag + + NO Na + + Cl - AgCl (s) + Na + + NO 3 - Ag + + Cl - AgCl (s) 4.2

12 La Chimica In Azione: Una Reazione di Precipitazione non Desiderata Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 (aq) - CaCO 3 (s) + CO 2 (aq) + H 2 O (l) CO 2 (aq) CO 2 (g) Incrostazioni delle caldaie 4.2

13 Acidi Hanno un sapore agro. L aceto deve il suo sapore all acido acetico.gli agrumi contengono acido citrico. Provocano il cambio di colore nei coloranti vegetali. Reagiscono con alcuni metalli per produrre idrogeno gassoso. 2HCl (aq) + Mg (s) MgCl 2 (aq) + H 2 (g) Reagiscono con carbonati e bicarbonati per produrre diossido di carbonio gassoso 2HCl (aq) + CaCO 3 (s) CaCl 2 (aq) + CO 2 (g) + H 2 O (l) Le soluzioni acquose di acidi conducono l elettricità. 4.3

14 Basi Hanno un sapore amaro. Sono lisciviose. Molti saponi contengono basi. Provocano il cambio di colore nei coloranti vegetali. Le soluzioni acquose di basi conducono l elettricità. 4.3

15 Un acido di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni H + (H 3 O + ) Una base di Arrhenius è una sostanza che in acqua produce ioni OH - 4.3

16 Ione Idronio, protone idratato, H 3 O + 4.3

17 Un acido di Brønsted è un donatore di protoni Una base di Brønsted è un accettore di protoni base acido acido base Un acido di Brønsted deve contenere almeno un protone ionizzabile! 4.3

18 Acidi monoprotici HCl H + + Cl - HNO 3 H + + NO - 3 CH 3 COOH H + + CH 3 COO - Acidi diprotici H 2 SO 4 H + + HSO 4 - Elettrolita forte, acido forte Elettrolita forte, acido forte Elettrolita debole, acdo debole Elettrolita forte, acido forte HSO 4 - H + + SO 4 2- Elettrolita debole, acido debole Acidi triprotici H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - H 2 PO - 4 H + + HPO 2-4 HPO 2-4 H + + PO 3-4 Elettrolita debole, acido debole Elettrolita debole, acido debole Elettrolita debole, acido debole 4.3

19 Identificare le seguenti specie come acidi di Brønsted, basi, o entrambi. (a) HI, (b) CH 3 COO -, (c) H 2 PO 4 - HI (aq) H + (aq) + I - (aq) Acido di Brønsted CH 3 COO - (aq) + H + (aq) CH 3 COOH (aq) Base di Brønsted H 2 PO 4 - (aq) H + (aq) + HPO 4 2- (aq) Acido di Brønsted H 2 PO 4 - (aq) + H + (aq) H 3 PO 4 (aq) Base di Brønsted 4.3

20 Reazione di Neutralizzazione acido + base sale + acqua HCl (aq) + NaOH (aq) H + + Cl - + Na + + OH - H + + OH - NaCl (aq) + H 2 O Na + + Cl - + H 2 O H 2 O 4.3

21 Reazioni di Ossido-Riduzione (reazioni di trasferimento di elettroni) 2Mg 2Mg e - O 2 + 4e - 2O 2- Semi-reazione di ossidazione (perdita di e - ) Semi-reazione di riduzione (acquisto di e - ) 2Mg + O 2 + 4e - 2Mg O e - 2Mg + O 2 2MgO 4.4

22 4.4

23 Zn (s) + CuSO 4 (aq) ZnSO 4 (aq) + Cu (s) Zn Zn e - Zn è ossidato Zn è l agente riducente Cu e - Cu Cu 2+ è ridotto Cu 2+ è l agente ossidante Un filo di rame reagisce con nitrato di argento per formare argento metallico. Qual è l agente ossidante nella reazione? Cu (s) + 2AgNO 3 (aq) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2Ag (s) Cu Cu e - Ag + + 1e - Ag Ag + è ridotto Ag + è l agente ossidante 4.4

24 Numero di ossidazione La carica che l atomo avrebbe in una molecola (o in un composto ionico) se gli elettroni fossero trasferiti completamente. 1. Gli elementi (non combinati in composti) hanno numero di ossidazione zero. Na, Be, K, Pb, H 2, O 2, P 4 = 0 2. Negli ioni monoatomici, il numero di ossidazione è uguale alla carica dello ione. Li +, Li = +1; Fe 3+, Fe = +3; O 2-, O = Il numero di ossidazione dell ossigeno è generalmente 2. In H 2 O 2 e O 2 2- è

25 4. Il numero di ossidazione dell idrogeno è +1 tranne quando è legato a metalli in composti binari. In questi casi, il suo numero di ossidazione è Nel Gruppo dei metalli IA è +1, nei metalli IIA +2 e il fluoro è sempre La somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi in una molecola o ione è uguale alla carica della molecola o dello ione. 7. I numeri di ossidazione non devono essere interi. Il numero di ossidazione dell ossigeno nello ione superossido, O 2-, è -½. Quali sono i numeri di ossidazione di tutti gli elementi in HCO 3 -? HCO 3 - O = -2 H = +1 3x(-2) + 1 +? = -1 C =

26 I numeri di ossidazione degli elementi nei loro composti 4.4

27 Quali sono i numeri di ossidazione di tutti gli elementi riportati di seguito? IF 7 F = -1 7x(-1) +? = 0 I = +7 NaIO 3 Na = +1 O = -2 3x(-2) + 1 +? = 0 I = +5 K 2 Cr 2 O 7 O = -2 K = +1 7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0 Cr =

28 Tipi di Reazioni di Ossido-Riduzione Reazione di Combinazione A + B C Al + 3Br 2 2AlBr 3 Reazione di Decomposizione C A + B KClO 3 2KCl + 3O 2 4.4

29 Tipi di Reazioni di Ossido-Riduzione Reazione di Combustione A + O 2 B S + O 2 SO MgO 2Mg + O 2 4.4

30 Tipi di Reazioni di Ossido-Riduzione Reazione di Spostamento A + BC Sr + 2H 2 O Sr(OH) 2 + H TiCl 4 + 2Mg Ti + 2MgCl Cl 2 + 2KBr 2KCl + Br 2 AC + B Spostamento di Idrogeno Spostamento di Metallo Spostamento di Alogeno 4.4

31 La Serie di Attività dei Metalli Reazione di Spostamento di Idrogeno M + BC AC + B M è un metallo BC è un acido o H 2 O B è H 2 Ca + 2H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 Pb + 2H 2 O Pb(OH) 2 + H 2 4.4

32 La Serie di Attività degli Alogeni F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 Reazione di Spostamento di un Alogeno Cl 2 + 2KBr 2KCl + Br 2 I 2 + 2KBr 2KI + Br 2 4.4

33 Tipi di Reazioni di Ossido-Riduzione Reazione di Disproporzione L elemento è simultaneamente ossidato e ridotto Cl 2 + 2OH - La Chimica del Cloro ClO - + Cl - + H 2 O 4.4

34 Classifica le seguenti reazioni. Ca 2+ + CO 3 2- CaCO 3 NH 3 + H + NH 4 + Precipitazione Acido-Base Zn + 2HCl ZnCl 2 + H Redox (Spostamento di H 2 ) 2 Ca + F 2 CaF 2 Redox (Combinazione) 4.4

35 La Chimica in Azione: l Analizzatore del Respiro +6 3CH 3 CH 2 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO H 2 O Respiro Sorgente luminosa Soluzione di K 2 Cr 2 O 7 Filtro Rivelatore a fotocellula Contatore 4.4

36 Stechiometria in Soluzione La concentrazione di una soluzione è la quantità di soluto presente in una data quantità di solvente o soluzione. moli di soluto M = molarità = litri di soluzione Quale massa di KI è necessaria per preparare 500. ml di una soluzione di KI 2.80 M? M KI volume di una soluzionedi KI moli di KI M KI grammi di KI 1 L 2.80 mol KI 166 g KI 500. ml x x x = 232 g KI 1000 ml 1 L soln 1 mol KI 4.5

37 4.5

38 La diluizione è il procedimento per preparare una soluzione meno concentrata da una soluzione più concentrata. Diluizione Aggiungi Solvente Moli di soluto prima della diluizione (i) = Moli di soluto dopo la diluizione (f) M i V i = M f V f 4.5

39 Come prepareresti 60.0 ml di HNO M da una soluzione standard di HNO M? M i V i = M f V f M i = 4.00 M f = V f = 0.06 L V i =? L V i = M f V f M i = x = L = 3 ml 3 ml di acido + 57 ml di acqua = 60 ml di soluzione 4.5

40 Analisi Gravimetrica 1. Sciogli la sostanza incognita in acqua 2. Fai reagire la sostanza incognita con quella conosciuta per formare un precipitato 3. Filtra ed asciuga il precipitato 4. Pesa il precipitato 5. Usa la formula chimica e la massa del precipitato per determinare la quantità dello ione incognito 4.6

41 Titolazioni In una titolazione una soluzione di concentrazione accuratamente nota viene aggiunta gradualmente ad un altra soluzione di concentrazione incognita fino a che la reazione chimica tra le due soluzioni non sia completa. Punto di equivalenza il punto a cui la reazione è completa Indicatore sostanza che cambia colore al (o vicino al) punto di equivalenza Aggiungi lentamente una base ad un acido incongnito FINO A QUANDO l indicatore non cambia colore 4.7

42 Quale volume di una soluzione M di NaOH è necessario per titolare ml di una soluzione 4.50 M di H 2 SO 4? SCRIVI LA REAZIONE CHIMICA! M H 2 SO 4 + 2NaOH 2H 2 O + Na 2 SO 4 volume di acido moli di acido moli di base volume di base acido rx coef. M base 4.50 mol H 2 SO 4 2 mol NaOH 1000 ml soln ml x x x = 158 ml 1000 ml soln 1 mol H 2 SO mol NaOH 4.7

43 La Chimica in Azione: Metalli dal Mare CaCO 3 (s) CaO (s) + H 2 O (l) CaO (s) + CO 2 (g) Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq) Mg 2+ (aq) + 2OH (aq) Mg(OH) 2 (s) + 2HCl (aq) - Mg(OH) 2 (s) MgCl 2 (aq) + 2H 2 O (l) Idrossido di Magnesio Mg e - Mg 2Cl - Cl 2 + 2e - MgCl 2 (aq) Mg (s) + Cl 2 (g)