Reazioni chimiche

Reazioni chimiche

Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione

C + O2 CO2

Esempio

C + O2 CO2

2C + O2 2CO

In eccesso di ossigeno

In difetto di ossigeno

Entrambe possono accadere

Rapporti ponderali e reazioni chimiche

C + O2 CO2 In eccesso di ossigeno

E se siamo in difetto di O2 ?

Quanti grammi di CO2 si ottengono?

Calcolare la quantità in grammi di ossigeno che reagisce con 10,0 g di Carbonio

Esempio

Esempi: reazioni di attacco acido

Cu + H2SO4 CuSO4 + H2

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2avviene

NON avviene

Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O

avviene

Cu + SO42-

+ 4H+ Cu2+ + SO2 + 2H2O formalismo corretto

Reazioni chimiche

Esempi: reazioni di attacco acido

Cu + HCl

Zn + 2HCl Zn2+ +2Cl- + H2

Reazioni chimicheUna reazione NON è una semplice permutazione di atomi, ma presuppone rottura e/o formazione di legami chimici

Rappresenta un processo che avviene nella realtà

Una reazione puo’ anche essere scritta e bilanciata correttamente ma riflettere un processo che NON avviene

Bisogna conoscere la chimica per scrivere correttamente una reazione!

FormalismoLe sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolariEs: Zn, S,

Solo le specie che prendono parte ad una reazione devono essere scritte. Es di precipitazione

Quando le reazioni avvengono in soluzione, le sostanze devono essere scritte in funzione delle specie effettivamente presenti in soluzione Es: base, acido, o sale

BilanciamentoLa materia non puo’ né crearsi ne distruggersi. Il numero di atomi di ciascun elemento deve essere uguale a sin. e a dx.Es Cr, Na

Anche le cariche non possono né crearsi ne distruggersi. La carica complessiva presente a Sinistra deve essere uguale a quella di destraEs idrossidi

Alcune reazioni

Consideriamo diverse classi di reazioni, quali

-Acido-base--Reazione di formazione di composti--Reazioni di precipitazione-- di ossido-riduzione

Reazioni di Ossido-riduzione

Reazioni in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione

OSSIDARSI significa perdere elettroniRIDURSI significa acquistare elettroni

Quando un atomo si ossida, gli elettroni ceduti non possono rimanere in forma libera, ma devono essere acquistati da un altro atomo che cosi’ facendo si riduce

Reazioni di Ossido-riduzione

Una specie che si ossida è un riducente

Una specie che si riduce è un ossidante

Bilanciamento

La differenza tra una reazione di ossido riduzione ed una qualsiasi altra reazione è che non solo le masse e le cariche dovranno essere bilanciate, ma anche il numero degli elettroni ceduto nella ossidazione deve essere uguale a quello acquisito nella riduzione

Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

1.Scrivere le specie che effettivamente prendono parte alla reazione

2. Scrivere i n. di ossidazione di tutte le specie in gioco

3. Individuare quali atomi si ossidano e quali si riducono

Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

4.Bilanciare gli elettroniCalcola in minimo comune multiplo e bilancia i coefficenti degli atomi coinvolti nello scambio di el

5. Bilanciare le cariche Aggiungere H+ oppure OH- a sin. o a dx., considerando l’ambiente di reazione

6. Bilanciare gli atomi di idrogeno ed ossigenoAggiungendo a sn o a dx H2O

7. Verificare che tutte le masse siano bilanciate

Esempi

Zn + H+

MnO4- + Fe+2 H+

Cu + H2SO4

Cr3+ +H2O2

Cl2+ OH-Na+ H2O

Dismutazione

Cl2+ OH-

H2O2

MnO42-

Alcuni composti hanno la tendenza a decomporsi anche in assenza di altri reagenti. In tale caso essi fungono contemporaneamente da ossidanti e da riducenti

Termine delle prime due settimane di lezione

I lucidi successivi sono relativi agli argomenti introdotti nelle prime due settimane di lezione ma che saranno ridiscussi ed approfonditi all’interno del proprio corso

Ossidanti e Riducenti

MnO4- Cr2O7

-2 NO3 –

Na, LiH, I-, H2S

Sono potenziali ossidanti tutte quelle molecole dove un elemento possiede un numero di ossidazione superiore a quello minimo consentito.Sono potenziali riducenti ……

S= Zolfo Z= Zorro

Cu= Rame Ra= Radio

P= Fosforo K= Potassio

Sr= Stronzio

F= Fluoro

Composti binariPer indicare correttamente il composto si puo’ anche utilizzare il n. di ossidazione

Quando un elemento possiede solo 1 n.ox, il nome sistematico puo’ tralasciare di indicare il rapporto tra gli atomi

FeCl2

Na2O, Al2O3,

Cloruro di ferro(II)

FeCl3 Cloruro di ferro(III)

I nomi “vecchi” Il metallo o l’elemento centrale assume un suffisso che dipende dal n. di ossidazione Quando un elemento puo’ assumere 2 n. ox, il piu’ alto assume il suffisso -icoIl piu’ basso -oso

FeCl2, FeCl3

I nomi “vecchi” La vecchia nomenclatura rimane in uso per la nomeclatura degli acidi

Anche gli anioni poliatomici si chiamano spesso utilizzando la nomenclatura “vecchia”, ovvero utilizzando il nome dell’acido di proveninenza

Gli Acidi

Quando i numeri sono 4, come gli alogeni, si usano anche dei prefissi

Per -ico HCl04

-ico HCl03

-oso HCl02

Ipo -oso HCl0

Quando ci sono 2 n. ox possibili -ico H2SO4 HNO3

-oso H2SO3 HNO2

Anioni derivati

L’anione puo’ mantenere la convenione degli acidi cambiando la desidenza

Per—ico per---ato ----ico ---- ato ----- oso ----- itoIpo-----oso ipo---ito

H2SO3 2H+ + SO32-

HNO3 H + + NO3-

Acidi poliprotici

H4SiO4 H2SiO3

H3PO4 HPO3

Per gli elementi del 13°, 14° e 15° gruppo si puo’ avere la tendenza a formare acidi caratterizzati da un diverso numero di H+ dissociabili, MA CON LO STESSO N. di OX. Per esempio

H3BO3 H+ + H2BO3- orto

HBO2 H + + BO2- meta

Acidi poliprotici

2H3PO4 H4P2O7 +H2O

Per questi stessi elementi è possibile avere una molecola contenente il doppio della specie orto con una molecola di H2O in meno. Prendono il suffisso –di

2H2SO4 H2S2O7 +H2O

Non deve per forza essere un orto-acido

Perossoacidi

H2S2O8

Sono perossoacidi gli ossiacidi dove 2 atomi di ossigeno formano un legame covalente ed hanno quindi n.ox –1

Acido perosso di solfor ico

perosso-: 2 atomi di ossigeno a n.ox –1 (formula di struttura!)Di-: due atomi dell’elemento centrale-ico: n. ox piu’ alto

Tioacidi

H2SO4 H2S2O3

Sono tioacidi gli ossiacidi dove ci sono legami covalenti tra 2 atomi di zolfo. La formula dei tioacidi si ottiene mettendo uno atomo di zolfo al posto di un atomo di ossigeno in un ossoacido

Acido tio solfor ico

Sali idratiI sali possono cristallizzare con una o piu’ molecole di H2O. In questi casi

Na2CO3•10H2O Carbonato di sodio decaidrato

CuSO4 •5H2O Solfato di rame pentaidrato

Sali mistiCi sono Sali con 2 o piu’ cationi diversi. Si scrivono nella formula in ordina alfabetico e si usa, non obbligatoriamente, il termine –doppio, -triplo…

KNaCO3 Carbonato(doppio) di potassio e sodio

Composti di CoordinazioneLa specie di coordinazione puo’ essere sia il catione che l’anione. Di solito è indicata tra parentesi quadra.

Nella specie di coordinazione, il nome del legante è preceduto dal numero di volte in cui compare e seguito dal n. ox dell’elemento centrale

Il sale segue le regole usuali

[Co(NH3)6]Cl3 Cloruro di esaamminocobalto(III)

Composti di Coordinazione

[Co(NH3)6]Cl3 Cloruro di esaamminocobalto(III)

[Cr(H2O)6]Cl3 Cloruro di esaaacquocromo(III)

K[Cr(OH)4] Tetraidrossocromato(III) di potassio

K2[CoCl4] Tetraclorocobaltato(II) di potassio

Stechiometria

Significato quantitativo delle formule

Composizione percentuale in peso

Es: quale è la % in peso di sodio nel composto NaCl?

Es: quanti grammi di zolfo sono contenuti in 300 g di H2SO4?

Numero di ossidazione

Il numero di ossidazione è una carica positiva o negativa che viene formalmente attribuita a un atomo

considerando la differenza nel numero di elettroni rispetto all’atomo neutro quando tutti gli elettroni di legame sono attribuiti all’atomo piu’ elettronegativo

Es: HCl, H2O, CO, NO3-, Cr2O7

2-

Numero di ossidazione

Gli ioni monoatomici hanno n. ox uguale alla carica dello ione

Idrogeno possiede, per convenzione, sempre +1, anche quando è legato a non metalli, indipendentemente dalla differenza di

elettroneg. Es: SiH4

Quando è legato a metalli possiede –1. Tali composti sono detti idruri

La somma dei n. ox è uguale alla carica della specie studiata. Per un composto neutro è =0

I metalli dei gruppi 1, 2 e 13 hanno n.ox uguale al numero degli elettroni esterni: +1, +2, +3

I metalli hanno sempre n. ox positivo.

Numero di ossidazione

Gli altri elementi del 17° gruppo hanno sempre –1 tranne quando fanno composti con l’ossigeno e con altri alogeni

Ossigeno ha sempre –2 tranne nei composti con il Fluoro e nei composti in cui forma legami covalenti (perossidi), in tale caso il n.ox

è –1.

Il Fluoro ha sempre n. ox= –1

Sostanze elementariTutti i metalli si trovano ovviamente allo stato metallico. Lo stato metallico é rappresentato con il solo simbolo dell’elemento.

NON significa che siamo in presenza di una specia elementare monoatomica!

Sostanze elementari

H2, N2, O2, F2, Cl2 sono molecole isolate, gassose.

Tutti gli elementi dell'ultimo gruppo (gas nobili) sono monoatomici e gassosi.

Il carbonio da’ luogo a concatenazioni di legami secondo due forme:

diamante e grafite.

Struttura a catena del Se

Struttura di S8

Struttura del P4 Struttura del fosforo nero

PERCHE’?

Quale é la relazione tra strutture elementari cosi “esotiche” e la configurazione elettronica dell’elemento?

C P S Cl

Reazioni acido-baseTrasferimento di un protone da una specie (acido) ad un’altra (base) (modello di Broensted)

CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+

Il bilanciamento è intuitivo e semplice

Liberare la mente dai pensieri sbagliati…

Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH?

Reazioni di complessazione

Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH3 ad un sale solubile di Ni…….

In una reazione di complessazione i leganti coordinano l’atomo centrale

Reazioni di precipitazioneUna reazione che da luogo ad un composto insolubile che si separa dalla soluzione

I composti insolubili si scrivono come formula minima NON come specie ioniche.

Es NaCl, BaSO4 in soluzione..?

Es: acido-base con un sale insolubile, solfuri….

Nota l’esempio dei solfuri in soluzione o in fase gassosa