Le reazioni chimiche

Trasformazioni fisiche e trasformazioni chimiche

• Una trasformazione fisica modifica le caratteristiche fisiche di una sostanza, la sua identità chimica resterà invariata

• (es.: acqua liquida acqua solida)

• Una trasformazione (o reazione ) chimica è un processo in cui una o più sostanze (reagenti) vengono trasformate in una o più sostanze diverse (prodotti)

• (es.: Fe(s) + S(s) FeS(s))

Principali tipi di reazione

• Sintesi

• Decomposizione

• Sostituzione

• Doppio scambio

• Acido-base

• Ossidoriduzione

Schemi di alcuni tipi di reazione

Esperienze di laboratorio

Tipi di reazioni chimiche

a. Solubilizzare circa 100 mg di rame metallico con 2 ml di HNO3 6 M

b. Aggiungervi NaOH 6M goccia a goccia: precipiterà Cu(OH)2 (blu chiaro)

c. Riscaldare su piastra finché il precipitato non sarà stato convertito in CuO (nero), filtrare il precipitato

d. Sciogliere il precipitato in HCl 6M: si formerà una soluzione verde (CuCl2)

e. Aggiungere alla soluzione zinco metallico: si svilupperà H2 e precipiterà rame metallico

Equazioni chimiche

aA + bB cC + dD

Le equazioni chimiche vengono utilizzate perillustrare graficamente una reazione.

Le formule chimiche dei reagenti sonoriportate a sinistra, mentre quelle dei prodottivengono scritte a destra.

La freccia indica la direzione e il tipo direazione.

BILANCIAMENTO DI UNA

REAZIONE (1)Le equazioni che descrivono le reazioni chimiche devono essere bilanciate, quindi lo stesso numero di atomi di ogni elemento deve essere presente ad entrambe le estremità dell’equazione:

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

Una molecola di metano reagisce con 2 molecole diossigeno per produrre una molecola di anidridecarbonica e 2 di acqua.

Il numero 2 che precede O2 e H2O è un coefficientestechiometrico.

BILANCIAMENTO DI UNA

REAZIONE(2)1) Scrivere l’equazione non bilanciata con i reagenti a

sinistra e i prodotti a destra, separati da una freccia;

2) Applicare la legge della conservazione di massa per avere lo stesso numero di atomi di ogni elemento ai due lati dell’equazione, può essere utile partire da un elemento che compaia in un solo reagente ed in un solo prodotto;

3) Procedere un elemento alla volta, fino a bilanciarli tutti;

4) Bilanciare le formule chimiche mediante dei coefficienti stechiometrici.

Reazioni con trasferimento di una specie carica

• REAZIONI ACIDO-BASE

(in acqua con trasferimento di ioni H+)

• REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

(scambio di elettroni tra i reagenti)

REAZIONI ACIDO-BASE (1)• Teoria di Arrhenius: un acido è una sostanza

che aumenta la concentrazione di ioni idronio(H3O+) in soluzione acquosa, mentre una base è una sostanza che aumenta la concentrazione di ioni idrossido (OH-) in soluzione acquosa

• Teoria di Brønsted-Lowry: un acido è un donatore di protoni, mentre una base è un accettore di protoni

• Teoria di Lewis: un acido è un elettron-accettore, mentre una base è un elettron-donatore.

REAZIONI ACIDO-BASE (2)

• Quando un acido ed una base reagiscono insieme si “neutralizzano” formando un sale

(es.: NaOH(aq) + HCl(aq) Na+ + Cl- + H2O(l))

• La scala del pH dà misura quantitativadell’acidità o della basicità di una sostanza;una soluzione acquosa con pH>7 è consideratabasica, con pH<7 è considerata acida, conpH=7 è considerata neutra

(pH = - log [H+])

REAZIONI ACIDO-BASE (3)

• Gli indicatori di pH sono composti che subiscono un cambiamento visibile (solitamente di colore) intorno al punto in cui si ha il passaggio da una forma acida ad una forma basica

• Per stabilizzare il pH di una soluzione si utilizzano le cosiddette soluzioni tampone costituite da un acido debole con un suo sale o da una base debole con un suo sale


misure di pH mediante l’utilizzo di

indicatori (1)• Per eliminare la CO2, far bollire 400 ml di acqua

deionizzata scaldandola per circa 10 minuti, coprire il becher e lasciar raffreddare

• Prelevare 5,0 ml di HCl 1,0 M e diluire la soluzione a 50 ml con l’acqua precedentemente preparata e versarne 10 ml in una provetta

• Prelevare 5,0 ml da questa soluzione e diluirla ancora a 50 ml, sempre con l’acqua preparata in precedenza, e versarne 10 ml in una provetta



indicatori (2)• Ripetere il procedimento con la seconda

soluzione e prelevarne due campioni da 10 ml

• Ripetere altre due volte il procedimento di diluizione e versarne ogni volta 10 ml in una provetta

• Calcolare la concentrazione di ioni idrogeno in ciascuna provetta e trovare i corrispondenti valori di pH



indicatori (3)• Aggiungere nelle prime 3 provette due gocce

di blu timolo, agitare bene e annotare il colore formatosi

• Aggiungere nelle altre 3 provette due gocce di arancio di metile, agitare bene e annotare il colore formatosi

• Dalle osservazioni effettuate, cercare di individuare l’intervallo di pH in cui i due indicatori cambiano colore



indicatori (4)• Utilizzando delle soluzioni di cui non si

conosce il pH, prelevare due campioni di 10 ml da ciascuna ed aggiungere in una due gocce di blu timolo e nell’altra due gocce di arancio metile e agitare

• Confrontare i colori ottenuti con gli standard precedentemente preparati e stimare il valore del pH delle soluzioni incognite

Reazioni di ossidoriduzione (1)

In una reazione di ossidoriduzione si ha il trasferimento di uno o più elettroni da una specie riducente ad una specie ossidante, ciò provoca la riduzione della carica elettrica reale o apparente dell’atomo che viene ridotto e, contemporaneamente, l’aumento della carica elettrica reale o apparente dell’atomo che viene ossidato.

http://en.wikipedia.org/wiki/File:Redox_reaction.png

http://en.wikipedia.org/wiki/File:Redox_reaction.png

Reazioni di ossidoriduzione (2)Le reazioni di ossidoriduzione si possono suddividere in due parti: una semireazione di ossidazione ed una semireazione di riduzione

Il bilanciamento di queste due semireazioni consente di bilanciare l’equazione complessiva

http://en.wikipedia.org/wiki/File:Redox_Halves.png

http://en.wikipedia.org/wiki/File:Redox_Halves.png


Esempio di bilanciamento di una reazione di ossidoriduzione:

HNO3 + H2S NO + S + H2O

[N+5 + 3e- N+2] * 2+

[S-2 S + 2e-] * 3

2N+5 + 3S-2 2N+2 + 3S

Quindi, riportando i valori ottenuti nell’equazione e bilanciando gli altri elementi presenti, si ottiene l’equazione bilanciata:

2HNO3 + 3H2S 2NO + 3 S + 4H2O



• Prendere una barretta di rame, una di zinco ed una di piombo, pulirne un lato con della carta abrasiva e disporle una accanto all’altra

• Versare su ciascuna barretta una goccia di soluzioni contenenti ioni metallici secondo la seguente tabella:

Metallo Soluzioni

Rame, Cu Zn+2, Pb+2, Ag+

Zinco, Zn Cu+2, Pb+2, Ag+

Piombo, Pb Cu+2, Zn+2, Ag+



• Stabilire quali combinazioni danno luogo a reazioni di ossidoriduzione e, per ciascuna, scrivere le semireazioni di ossidazione e riduzione

• Bilanciare, dove necessario, e sommare le due semireazioni in modo da ottenere l’equazione complessiva di ossidoriduzione

• Stabilire la forza degli agenti ossidanti in base al numero di specie che sono in grado di ossidare

Reazioni esotermiche ed endotermiche (1)

1. Rottura dei legami dei reagenti: assorbimento di energia

2. Formazione dei legami dei prodotti: emissione di energia

Se i legami che si formano hanno energia minore di quelli che si rompono, la reazione si dice

endoenergetica, in caso contrario esoenergetica

Nel caso in cui l’energia coinvolta sia energia termica, si parla di reazione endotermica o

esotermica


• Una reazione può avvenire solo se le specie reagenti possiedono energia sufficiente a rompere i legami

• Tale energia minima è detta

ENERGIA DI ATTIVAZIONE

• Prima di liberare l’energia dei legami che si stanno formando nei prodotti, il sistema forma il cosiddetto “complesso attivato”


Reazioni esotermiche

• Prelevare 20 ml di soluzione HCl 1,0 M e 20 ml di soluzione NaOH 1,0 M

• Versare la soluzione di NaOH in un becher e misurarne la temperatura

• Aggiungere poco alla volta la soluzione di HCle misurare la temperatura finale


Reazioni endotermiche

• Mettere dell’acqua distillata in un becher ed immergervi una provetta contenente 5 ml di acqua distillata ed un termometro

• Leggere la temperatura iniziale dell’acqua

• Appoggiare il becher con la provetta su una lastra di vetro ricoperta con un sottile strato d’acqua, aggiungere del triossonitrato di ammonio nel becher ed agitare fino a soluzione avvenuta

• Controllare l’acqua all’interno della provetta e la temperatura misurata dal termometro

Entalpia

• Il calore di reazione a pressione costante si definisce variazione di entalpia H

H = Hprodotti – Hreagenti

• Nelle reazioni esotermiche H<0

• Nelle reazioni endotermiche H>0

• Si definisce l’entalpia di formazione standard di un composto (H0

f) la variazione di entalpiaconnessa alla formazione di una mole del composto a partire dagli elementi, in condizioni standard

Entropia

• L’entropia è una misura del disordine di un sistema.

• Un cambiamento spontaneo per un processo irreversibile in un sistema isolato comporta sempre un aumento di entropia

S≥0

• Tutti i processi spontanei sono irreversibili, quindi l’entropia dell’universo è in costante aumento

Energia Libera

• Se, a temperatura e pressione costante, una reazione può produrre lavoro utile essa è spontanea

• L’energia libera rappresenta il massimo lavoro utile che un sistema può fornire nelle trasformazioni che avvengono a temperatura e pressione costanti

• Una reazione, a temperatura e pressione costanti, avviene spontaneamente solo se è accompagnata da una diminuzione di energia libera

G = H0f - S0

f * T < 0

Cinetica delle reazioni (1)

La velocità con cui una reazione procede dipende da:

1. Concentrazione dei reagenti

2. Area superficiale dei reagenti

3. Stato fisico dei reagenti

4. Pressione

5. Energia di attivazione

6. Temperatura

7. Presenza di catalizzatori

Cinetica delle reazioni(2)EQUILIBRIO CHIMICO

• La maggior parte delle reazioni chimiche è reversibile, ciò significa che la reazione diretta e quella inversa si verificano contemporaneamente e sono in competizione tra loro, l’unica differenza è la diversa velocità con cui avvengono.Si dice che una reazione ha raggiunto l’equilibrio quando la velocità della reazione inversa eguaglia quella della reazione diretta.

Cinetica delle reazioni(3)


velocità di reazione (1)

• Soluzione A: in 1 l versare 50 g KI, 90 mg di Na2S2O3, 10 ml di soluzione di amido al 5%

• Soluzione B: in 1 l versare 5g di Na2S2O3

• Prelevare 10 ml da ognuna delle soluzioni e versarle contemporaneamente in un becher

• Rilevare il tempo fino alla comparsa di una colorazione blu scuro


velocità di reazione (2)

• Ripetere l’esperienza diluendo i 10 ml della soluzione B con 2, 4, 6 e 8 ml di acqua deionizzata

• Ripetere l’esperienza aggiungendo alla soluzione A una goccia di CuSO4 come catalizzatore

• Ripetere l’esperienza raffreddando di 10° le due soluzioni in un becher con acqua e ghiaccio e riscaldandole di 10° e 20° rispetto alla temperatura ambiente

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