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LE REAZIONI CHIMICHE

Una reazione chimica viene descritta per mezzo di FORMULE ed EQUAZIONI

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I coefficienti stechiometrici vengono inseriti per assicurare che in una reazione chimica tra reagenti e

prodotti compaia lo stesso numero di atomi di ciascun elemento perché

Una reazione chimica non può creare né distruggere atomi ma solo trasformare una specie chimica in

un’altra

Informazioni qualitative: tipo di atomi di una sostanza chimicaInformazioni quantitative: numero di atomi di una sostanza

chimica

IMPORTANZA DEI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI

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Consideriamo le reazioni che avvengono in maniera QUANTITATIVA, cioè reazioni spostate

completamente verso destra o irreversibili.

Vengono indicate con una sola freccia ( ) rivolta da sinistra a destra, cioè dai reagenti ai

prodotti

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Reazioni acido-base

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Reazioni acido-base:

ogni elemento presenta nei prodotti lo stesso stato di ossidazione che ha nei reagenti

Reazioni di ossido-riduzione:

alcuni elementi presentano nei prodotti uno stato di ossidazione diverso da quello che hanno nei

reagenti

TIPI DI REAZIONI

In genere in una equazione chimica vengono riportate solamente le formule chimiche delle specie che effettivamente partecipano

alla reazione

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REAZIONI ACIDO-BASE

Definizione di Arrhenius

Definizione di Bronsted-Lowry

Definizione di Lewis

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Definizione di Arrhenius:

• una specie chimica è un acido se in soluzione acquosa si dissocia liberando uno o più ioni idrogeno H+ (acido mono- o

poliprotico). HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4 …

• una specie chimica è una base se in soluzione acquosa si dissocia liberando uno o più ioni ossidrile OH- (mono o

poliossidrilica). NaOH, Ba(OH)2, Al(OH)3 …

Lo ione H+ è estremamente reattivo quindi in acqua forma un legame dativo con un doppietto elettronico presente

sull’ossigeno dando lo ione ossonio H3O+:

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Gli acidi e le basi vengono riconosciuti per il loro effetto sul colore di certi coloranti, detti indicatori:

• gli acidi in soluzione acquosa fanno virare il colore al rosso• le basi in soluzione acquosa fanno virare il colore al blu

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Elettroliti:

acido, base e sali che in soluzione acquosa si dissociano liberando ioni

Elettroliti forti: completamente dissociati

Es: Sali (NaCl, Na2CO3, KNO3,…), basi (Ba(OH)2, NaOH, KOH,…), acidi (HClO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI)

Elettroliti deboli: parzialmente dissociati

Es: Sali (HgCl2), basi (NH3,…), acidi ( H2SO3, H2CO3, ..)

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Limite della definizione di Arrhenius:

• un composto può essere definito acido o base solo in acqua

• un acido deve possedere almeno un atomo di (H)

• una base deve possedere almeno un ossidrile (gruppo OH)

Definizione di Bronsted-Lowry

Un acido è una specie che in una reazione dona un protone a un’altra (donatore di protoni)

La base è la specie che, nella stessa reazione, accetta il protone (accettore di protoni)

Protone: specie H+

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La reazione chimica viene rappresentata come:

HX + B X- + HB+

Acido 1 Acido 2Base 1 Base 2

• L’acido deve avere almeno un protone.

• La base per potere accettare il protone ceduto dall’acido deve possedere almeno un doppietto elettronico solitario in un orbitale di bassa energia da sovrapporre all’orbitale

1s vuoto dell’idrogeno per formare un legame dativo

:

Protone: specie H+

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Esempi

Acido:

HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

Base:

H3O+(aq) + OH-

(aq) 2H2O(l)

NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

Base debole

Acido forte

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Definizione di Lewis

Le proprietà acide o basiche di un composto sono legate alla capacità di accettare o donare un

doppietto di elettroni

Acido di Lewis: accetta un doppietto di elettroni

Base di Lewis: dona un doppietto di elettroni

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Basi: ossidi ed idrossidi dei metalli alcalini e dei metalli alcalino-terrosi ed in generale degli elementi metallici (CaO, Na2O, ..)

Acidi: ossidi degli elementi non metallici, che reagendo con l’H2O formano gli acidi (CO2, SO3, ..)

Anche il Be presenta

comportamento anfotero

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Sostanza anfotera: sostanza che reagisce sia con acidi che con le basi ( ossidi di Al, Zn, Pb, Sn, In, Sb)

Al2O3(s) + 6HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3H2O(l)

Al(OH)3(s) + NaOH(aq) Na[Al(OH)4](aq)

Alluminato di sodio

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Esempi di reazioni chimiche:

• idrogeno + ossigeno acqua

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

reazione di sintesi

• carbonato di calcio ossido di calcio + biossido di carbonio

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

reazione di decomposizione termica

• acido cloridrico + idrossido di sodio cloruro di sodio + acqua

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

reazione di neutralizzazione (formazione di Sali)

Reazione chimica: ridisposizione di atomi

(L’anione del sale viene dall’acido mentre il catione viene dalla base)

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• Nitrato di argento + cloruro di sodio cloruro di argento + nitrato di sodio

AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)

reazione di precipitazioneSi forma un prodotto solido per miscelazione di due soluzioni elettrolitiche

• Nitrato di piombo + Cromato di potassio Cromato di piombo + Nitrato di

potassio

Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) PbCrO4(s) + 2KNO3(aq)

Pigmento giallo usato nella vernice per le strisce sulle

strade

La precipitazione del solido insolubile è la forza motrice della reazione stessa.

(Regole di solubilità)

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Metano + Ossigeno Biossido di carbonio + Acqua

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

Reazione di combustione

Butano + Ossigeno Biossido di carbonio + Acqua

C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4CO2(g) + 5 H2O(g)

Oppure, per eliminare il coefficiente stechiometrico frazionario, si moltiplica tutto per 2:

2 C4H10(g) + 13 O2(g) 8CO2(g) + 10 H2O(g)

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Esempi di reazioni acido-base

SiO2 + H2O H2SiO3 triossosilicato(IV) di diidrogeno

SiO2 + 2H2O H4SiO4 tetraossosilicato(IV) di tetraidrogeno

P4O10 + 6H2O 4H3PO4 tetraossofosfato(V) di triidrogeno

P4O10 + 2H2O 4HPO3 triossofosfato(V) di idrogeno

P4O10 + 4H2O 2H4P2O7 eptaossofosfato(V) di tetraidrogeno

Fe2O3 + 3H2O 2Fe(OH)3 Idrossido di Ferro(III)

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Regole per il bilanciamento di reazioni acido-base

1. bilanciare prima gli atomi di metallo e di non metallo nelle formule con il maggior numero di atomi

2. bilanciare per ultimi gli elementi (quasi sempre idrogeno ed ossigeno) presenti in più formule

3. se si ottengono numeri frazionari, eliminarli moltiplicando tutti i coefficienti per un opportuno

fattore

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Esempi

Ca(OH)2(aq) + H3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l)3 2 6

l’ossigeno è bilanciato

Al2O3(s) + HClO4(aq) Al(ClO4)3(aq) + H2O(l)26 3

l’ossigeno è bilanciato

As2S3(s) + H2SO4(aq) As2(SO4)3(aq) + H2S(g)3 3

l’idrogeno e l’ossigeno sono già bilanciati

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Due o più reagenti le cui quantità stanno tra di loro in un rapporto uguale a quello espresso dai loro coefficienti sono in RAPPORTO

STECHIOMETRICO

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• se la reazione è completamente spostata verso destra, i reagenti reagiscono completamente, e alla fine sono presenti solo i prodotti: i calcoli

stechiometrici vengono impostati considerando le moli di uno qualunque dei reagenti.

• se le quantità dei reagenti sono in un rapporto diverso da quello dei coefficienti stechiometrici, cioè uno è in eccesso e uno è in difetto, i calcoli

stechiometrici vengono impostati considerando il reagente in difetto. Nel sistema finale saranno

presenti i prodotti e il reagente in eccesso.

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C5H12(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)

d = g/ml , g = d ml = 0.626 2500 = 1.565 103

n = g /PM(g/mol) = 1.565 103 / 72.15 = 0.022 103

1 : 5 = 0.022 103 : x (nCO2) da cui nCO2 = 0.022 103 5 = 0.108 103

g = n PM = 0.108 103 44.01 = 4.77 103

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Bilanciare le seguenti reazioni acido-base:

CaC2 H2O + Ca(OH)2 + C2H2

Ca3(PO4)2 + H2SO4 Ca(H2PO4)2 + CaSO4

SiF4 + H2O SiO2 + H2SiF6 + HF

HCN + H2O HCOONH4

NH4CNO + H2O (NH4)2CO3

NaOH + In2O3 + H2O Na[In(OH)4]

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O

As2S3 + H2O HAsO2 + H2S

Sb2S3 + H2O Sb(OH)3 + H2S

MnCl2 + NH3 + (NH4)2HPO4 Mn3(PO4)2 + NH4Cl

PbCO3 + K2B4O7 + H2O Pb(BO2)2 + KHCO3