Le Reazioni Chimiche

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2 Le Reazioni Chimiche Equazioni Chimiche e Reazioni Chimiche - il simbolismo delle reazioni chimiche - il bilanciamento delle equazioni chimiche - le soluzioni - reagente limitante/eccesso - le concentrazioni Equilibrio Chimico in soluzione Reazioni degli Acidi e delle Basi Reazioni di Precipitazione Reazioni Redox

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6 Equazioni e Reazioni Chimiche LEGGE DELLA CONSERVAZIONE DI MASSA Gli atomi non si possono né creare né distruggere, ma possono subire processi chimici. Tra reagenti e prodotti deve esserci lo stesso numero di atomi di ogni elemento EQUAZIONE CHIMICA bilanciata 2Na + 2H 2 O 2NaOH + 1H 2 COEFFICIENTI STECHIOMETRICI 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) SIMBOLI DI STATO

7 Il Bilanciamento delle Reazioni ESEMPIO: reazione della fotosintesi clorofilliana CO 2 (g) + H 2 O(l) + E O 2 (g) + C 6 H 12 O 6 (s) 1. Cominciare bilanciando gli atomi dell elemento presente nel minor numero di sostanze. 6CO 2 (g) + H 2 O(l) + E O 2 (g) + C 6 H 12 O 6 (s) MAI ALTERARE I PEDICI DELLE FORMULE. 2. Bilanciare come ultimo l atomo dell elemento che compare nel maggior numero di formule. Se ci sono coefficienti frazionari, si moltiplica 6CO 2 (g) + 6H 2 O(l) + E O 2 (g) + C 6 H 12 O 6 (s) l intera equazione per un fattore numerico. 6CO 2 (g) + 6H 2 O(l) + E 6O 2 (g) + C 6 H 12 O 6 (s) 18 Gli ioni poliatomici superano spesso la reazione intatti e possono essere bilanciati come entità individuali.

8 Le Soluzioni Una SOLUZIONE è una classe speciale di miscele omogenee costituita da un SOLUTO, ciò che è sciolto (presente in minor quantità), e un SOLVENTE, ciò che scioglie (presente in maggior quantità). SOSTANZA SOLUBILE: è in grado di sciogliersi in un determinato solvente. INSOLUBILE: non è in grado di sciogliersi in un determinato solvente in maniera apprezzabile. IONI MOLECOLE Chiamiamo SOLUZIONE ELETTROLITICA una soluzione in grado di condurre l elettricità, quindi contenente ioni.

9 Solvente: Componente predominante Soluto: Componento presente in quantità minori Soluto A Soluto B Solvente Soluto C

10 Le Soluzioni Elettrolitiche SOLUZIONE ELETTROLITICA è una soluzione in grado di condurre l elettricità, quindi contenente ioni. DISSOCIAZIONE Cl Na + H 2 O + Cl Na IONIZZAZIONE H Cl + - H 2 O + Cl H + + +

11 Tipi di soluzioni Solvente liquido e soluto solido es. acqua + sale Solvente liquido e soluto liquido es. acqua + alcool Solvente liquido e soluto gassoso es. acqua e anidride carbonica

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13 LAVORARE CON LE SOLUZIONI DENSITA : massa per unità di volume massa d = = volume m V Nel SI (sistema internazionale) l'unità base per la massa è il chilogrammo (Kg). Spesso in chimica si usano dei sottomultipli (in genere il grammo). Per il volume l'unità nel SI è il metro cubo (m 3 ) che però è molto scomodo per l'uso di laboratorio. Si usa quindi il litro: litro (L)= 1 dm 3 = 10-3 m 3 A sua volta il litro si può dividere in sottomultipli: 1 ml= 10-3 L = 1 cm 3 = 10-6 m 3

14 Esempio massa d = = volume m V Mentre massa e volume sono proprietà estensive (= dipendono dalla quantità di materia considerata), la densità è una proprietà intensiva (= è indipendente dalla quantità di materia). Problema: In un esperimento occorrono 43,7 g di alcool isopropilico. Sapendo che la densità dell alcool isopropilico è 0,785 g/ml, quale volume di alcool bisogna usare? Dalla definizione di densità abbiamo: m 43,7 g V = = = d 0,785 g/ml 55,7 ml

15 SOLUZIONI E CONCENTRAZIONE MOLARE Quando sciogliamo una sostanza in un liquido chiamiamo SOLUTO la sostanza e SOLVENTE il liquido. La miscela omogenea risultante è nota come SOLUZIONE. Con CONCENTRAZIONE si intende la quantità di soluto sciolta in una quantità standard di soluzione (o solvente). La CONCENTRAZIONE MOLARE è definita come moli di soluto per litro di soluzione Molarità (M) = moli soluto litri soluzione mol L Es.: Una soluzione di NH 3 0,15 M contiene 0,15 moli di NH 3 in un litro di soluzione Es.: Per preparare una soluzione 0,5 M di NaCl bisogna porre 0,5 moli di NaCl in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere acqua fino al volume di un litro.

16 Le Soluzioni DETERMINAZIONE DELLA CONCENTRAZIONE 1. MOLARITÀ, M [mol L -1 ] 4. FRAZIONE MOLARE, X numero moli SOLUTO M = volume SOLUZIONE 2. MOLALITÀ, m [mol kg -1 ] (mol) (L) numero moli SOLUTO (mol) m = massa SOLVENTE (kg) X(SOLUTO) = X(SOLVENTE) = moli moli 3. PERCENTUALE PESO/PESO (%w/w) e VOLUME/VOLUME (%v/v) moli SOLUTO (mol) (SOLUTO + SOLVENTE) moli SOLVENTE (mol) (SOLUTO+ SOLVENTE) (mol) (mol) massa SOLUTO (kg) %( m / m) = 100 massa (SOLUTO + SOLVENTE) (kg) volume SOLUTO (L) %( v / v) = 100 volume (SOLUTO + SOLVENTE) (L) X (SOLUTO ) + X(SOLVENTE ) = 1

17 Come si prepara una soluzione: Per preparare una soluzione 0,5 M di K 2 CrO 4 bisogna porre 0,5 moli di K 2 CrO 4 in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere acqua fino al volume di un litro.

18 Percento in peso NaCl al 2% (p/p) Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significa che in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua). 2 g NaCl + 98 g H 2 O

19 Percento in peso NaCl allo 0.9% (p/p) La soluzione fisiologica di NaCl ha una concentrazione dello 0.9% in peso. Questo significa che in 1 kg di soluzione sono contenuti 9 g di NaCl. 0,9 g NaCl + 99,1 g H 2 O

20 Percento in peso Saccarosio al 10% (p/p) In 1 kg di una soluzione acquosa di saccarosio al 10% sono contenuti 100 g di saccarosio. 10 g saccarosio + 90 g H O 2

21 Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell alcol La frazione molare dell acqua si calcola come segue: x = H 2 O = 0.5

22 Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio dissolti in 1800 g di acqua. a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua La frazione molare del glucosio si calcola come segue: x glucosio = =

23 REAGENTE LIMITANTE Può capitare che i reagenti siano combinati in quantità diverse dalle proporzioni molari date dall'equazione chimica. In tal caso solo UNO dei reagenti il REAGENTE LIMITANTE si consuma completamente mentre parte dell'altro reagente il REAGENTE IN ECCESSO rimane inalterato. Esempio: assemblaggio fascicoli un fascicolo è costituito da: 5 fogli gialli 3 fogli azzurri 2 fogli rosa

24 Analogia con la reazione: 5 A + 3 B + 2 C P Consideriamo la reazione 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g) Supponiamo di far reagire 1 mole di H 2 e 1 mole di O 2. Si considerano le moli di H 2 O che si possono ottenere da partire da ciascuno dei reagenti come se l'altro fosse quello in eccesso Moli di H 2 O ottenute da H 2 = 2 mol H 2O 1mol H 2 = 1 mol H 2O 2 mol H 2 2 Moli di H 2 O ottenute da O 2 = 2 mol H 2O 1mol O 2 = 2 mol H 2O 1mol O H 2 è il reagente limitante: una volta prodotta una mole di H 2 O la reazione si ferma e rimane ossigeno in eccesso. 2

25 La quantità di ossigeno che rimane è quella corrispondente alla differenza tra le moli di H 2 O ipotetiche e quelle realmente ottenute: 2 moli H 2 O 1 mole H 2 O = 1 mole H 2 O E poi trasformate con gli appropriati coefficienti stechiometrici: 1mol O 1 mol H = 2 2O di differenza 0,5 mol O 2 2 mol H 2O Si può anche calcolare il numero di moli di ossigeno che hanno reagito 1 mol O 1 mol H = 2 2O formate 0,5 mol O 2 2 mol H 2O

26 NORMALITA N = N. equivalenti di soluto Volume di soluzione La normalità (oggi abolita nel SI e dalla IUPAC) è una delle misure della concentrazione del soluto in una soluzione e indica il numero di equivalenti di un soluto disciolti in un litro di soluzione. Dove n eq è il numero di equivalenti e V è il volume Il numero di equivalenti corrisponde a: n. eq.= massa della sostanza in grammi / massa equivalente Il peso equivalente corrisponde a: m. eq.= peso molecolare / valenza operativa La valenza operativa (VO) varia a seconda del soluto in questione: per gli acidi: VO = numero di ioni H + rilasciati per gli ossidi: VO = numero della valenza per i sali: VO = numero di cariche (+) o (-) per gli idrossidi: VO = numero di ioni OH - rilasciati

27 USO DELLA NORMALITA È molto utile esprimere le concentrazioni di soluto in termini di normalità Nelle titolazioni si usa applicare, relativamente ai reagenti, la relazione N 1 V 1 = N 2 V 2 Oggigiorno l'uso della normalità, come unità di Oggigiorno l'uso della normalità, come unità di concentrazione, tende ad essere abbandonato. Sopravvive nell'ambito delle titolazioni redox, dove risulta di comoda applicazione pratica.

28 RELAZIONE TRA NORMALITA e MOLARITA Qualora si conosca la molarità di una soluzione per calcolare la normalità si può applicare la seguente formula: N= M VO Qualora si conosca invece la normalità e si voglia ricavare la molarità ovviamente si applica la stessa formula risolvendola con la M incognita: M= N/VO

29 HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 2 SO NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O H 3 PO NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O 1 mole di H 2 SO 4 contiene 2 equivalenti dell acido 1 mole di H 3 PO 4 contiene 3 equivalenti dell acido

30 HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 2 SO NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O H 3 PO NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O HCl PM = PE = 36.5 H 2 SO 4 PM = 98 PE = 49 H 3 PO 4 PM = 98 PE = 32,66

31 Diluizione Un processo molto comune in chimica è la diluizione. Si prende un volume noto di soluzione, e si aggiunge altro solvente (sempre in quantità nota), in modo da ottenere una soluzione più diluita. Qual è la relazione tra la concentrazione M 1 prima della diluizione e la concentrazione M 2 dopo la diluizione? Bisogna considerare che il numero di moli di soluto rimane invariato, per cui: n 1 = n 2 e quindi: M 1 V 1 = M 2 V 2

32 Diluizione Normalmente questa espressione ci serve a calcolare: la molarità finale di una soluzione dopo una diluizione (incognita M 2 ); M 2 = M 1 V 1 /V 2 V 2 = M 1 V 1 /M 2 la quantità di solvente da aggiungere per ottenere una certa molarità finale (incognita V 2, che però è il volume totale, non quello da aggiungere!). Anche quando si mescolano due soluzioni, il volume del solvente varia, e bisogna calcolare le nuove concentrazioni molari.

33 L EQUILIBRIO CHIMICO

34 EQUILIBRIO CHIMICO 2 NO (g) N 2 O 2(g) Quando due reagenti si incontrano, prima ancora che si formi un qualche prodotto, la loro velocità di reazione è in parte determinata dalle loro concentrazioni iniziali. A mano a mano che i prodotti della reazione si accumulano, la concentrazione dei reagenti diminuisce e così pure la velocità di reazione. Contemporaneamente alcuni dei prodotti cominciano a compiere la reazione inversa che porta alla formazione dei reagenti. 2 NO (g) N 2 O 2(g) N 2 O 2 (g) 2 NO (g) v diretta diretta = k diretta v inversa [NO] 2 diretta [NO] inversa = k inversa [N 2 O 2 ] Il processo prosegue fino a quando non si raggiunge uno stato di equilibrio dinamico in cui le velocità della reazioni diretta ed inversa si eguagliano e le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti divengono costanti all equilibrio v diretta = v inversa [N 2 O 2 ] [NO] 2 = k diretta k inversa = K costante di equilibrio

35 L equilibrio chimico è una condizione dinamica Situazione iniziale Situazione all equilibrio NO 2 NO 2 N 2 O 4 K eq = [ N O] 2 4 [ NO ] 2 2 Statisticamente avremo 2 molecole di NO 2 e 4 di N 2 O 4

36 Caratteristiche dell equilibrio 1. Non mostra evidenze macroscopiche di cambiamento 2. Viene raggiunto attraverso processi termodinamici spontanei 3. Mostra un bilanciamento dinamico tra processi diretti e inversi 4. È indipendente dalla direzione seguita per raggiungerlo

37 Reazione di formazione di NH 3 N 2 2NH 3 K eq = +3H 2 [ NH ] 3 2 [ N ][ H ] 2 2 3

38 IMPORTANTE: -> le concentrazioni molari nell espressione della K eq sono quelle all equilibrio, e NON quelle iniziali -> la K eq è costante se T rimane costante

39 CALCOLO della Kc H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) H 2 (g) I 2 (g) HI (g) Concentrazioni iniziali Variazioni delle concentrazioni nel raggiungimento dell equilibrio Concentrazioni all equilibrio [ HI] 2 (0.0276) 2 = = 56 [H 2 ][I 2 ] (0.0037)(0.0037)

40 Costante di equilibrio e pressioni parziali Nelle reazioni in fase gassosa le concentrazioni possono essere espresse in termini di pressione parziale Concentrazione molare e pressione parziale sono prorzionali secondo la legge dei Gas ideali PV = nrt Da cui la costante di equilibrio può essere espressa in termini di pressioni parziali: Kp 3

41 Equilibrio in fase gassosa 2NO 2 N 2 O 4 [ NO ] 2 [ N O ] 2 4 K eq = = [ N O ] [ NO ] NO 2 nno P 2 NO2 = = V RT PN O nn2o P K 4 N2O4 = = p V RT P NO K p esprime l equilibrio chimico in funzione delle pressione parziali dei vari componenti del sistema 2

42 Confronto tra Kc e Kp aa +bb cc + dd K = c [ C ] [ D] eq a b [ A] [ B] d Dove: n = c + d a - b K = K ( RT ) c+ d a b p eq Se n = 0 Kp = Kc

43 Equilibrio eterogeneo CaCO 3 CaO + CO 2 Solido (grigio) Solido (bianco) gas CaO K eq = [ CO ][ CaO] 2 [ CaCO ] 3 CaCO 3 K eq = [ CO ] 2 K = P p CO 2

44 Calcoli sull'equilibrio chimico La costante di equilibrio ci permette di prevedere: la composizione di una miscela all'equilibrio per qualsiasi composizionedi partenza. il modo in cui cambiala composizione al cambiare delle condizioni (pressione, temperatura e proporzioni in cui sono presenti i reagenti).

45 Condizioni Iniziali definite Nella decomposizione di una sostanza (HI) [H 2 ] = [I 2 ] = x Se C è la conc. Iniziale di HI, all equilibrio [HI] = C 2x Nota la Kc Kc = x 2 / (C-2x) 2 Kc = (a 783 K)

46 Il principio di Le Chatelier Sia data una miscela di reazione all equilibrio. I parametri che determinano la condizione di equilibrio sono T, P e le concentrazioni delle varie specie. Quando si cambia uno di questi parametri, il sistema evolverà per raggiungere un nuovo stato di equilibrio che si oppone alla modifica apportata.

47 Variazione delle condizioni Principio di Le Chatelier: Un cambiamento in un qualsiasi fattore responsabile della condizione di equilibrio di un sistema indurrà una trasformazione tale da ridurre o contrastare l effetto della perturbazione. Variazioni di: Concentrazione Temperatura Pressione

48 Effetto dell aggiunta di un reagente K c = [C] c [D] d /[A] a [B] b Se si aumenta la concentrazione di un reagente (e la T rimane costante)la reazione procederà verso destra fino a ristabilire concentrazioni tali da soddisfare la K c. Effetto opposto se si introduce un prodotto nella miscela di reazione.

49 Effetto dell aggiunta di reagenti Estere + H 2 O acido +alcol All aggiunta di estere o acqua All aggiunta di acido o alcol Kc è indipendente da variazioni delle singole concentrazioni Prima e dopo aggiunta di reagente le condizioni devono soddisfare l equilibrio

50 Effetto della pressione PCl 5(g) PCl 3(g) + Cl 2(g) Se si aumenta la P, la miscela all equilibrio cambia composizione e diminuisce il numero totale di molecole allo stato gassoso presenti nel recipiente. Per questa reazione quindi l equilibrio si sposta a sinistra. Non c è effetto della P se non c è variazione nel numero di molecole durante la reazione.

51 Effetto della pressione N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) Un aumento della pressione fa diminuire il n. di molecole di gas In un gas l aumento della pressione è accompagnato dalla diminuzione del volume e aumento della concentrazione.

52 Dipendenza dell equilibrio dalla temperatura Se la reazione è endotermica un aumento della temperatura sposta a destra (verso i prodotti) l equilibrio e la Keq aumenta. Se una reazione è esotermica un aumento della temperatura sposta a sinistra (verso i reagenti) l equilibrio e la Keq diminuisce. Tale comportamento comune alla maggior parte delle reazioni può essere spiegato immaginando il calore come una reagente. A + cal B Reazione endotermica A + cal B + cal A B + cal Reazione esotermica A B + cal + cal

53 Aspetti quantitativi La costante di equilibrio può variare in modo sostanziale in funzione della temperatura per variazione della velocità della reazione diretta ed inversa N H 2 2NH 3 Kc=6.8x10 5 a 25 C E una reazione Esotermica Kc=40 a 400 C N 2 + O 2 2NO Kc=10-30 a 25 C E una reazione Endotermica Kc=10-1 a 2000 C Processore chimico catalitico industriale ad alte P e T favorisce le reazioni di sintesi (processo Haber-Bosh)

54 Conclusioni L equilibrio chimico è dinamico La costante di equilibrio definisce i rapporti tra le concentrazioni (o pressioni) dei reagenti e prodotti all equilibrio. Il suo valore indica la direzione della reazione. Dipende dalla reazione, pressione e temperatura. I calcoli permettono di stabilire la variazione dalle condizioni iniziali.