Reazioni chimiche. Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione...

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Reazioni chimiche

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Reazioni chimiche

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Reazioni chimiche

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

L’equazione chimica è una rappresentazione simbolica della trasformazione chimica reale, ed è basata su dati sperimentali!!!! Deve quindi rappresentare il piu’ fedelmente possibile il processo come avviene nella realtà

C + O2 CO2

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Esempio

C + O2 CO2

2C + O2 2CO

In eccesso di ossigeno

In difetto di ossigeno

Entrambe possono accadere

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Esempio

Esempi: reazioni di attacco acido di un metallo in solvente H2O

Cu + H2SO4 CuSO4 + H2

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2avviene

NON avviene

Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O

avviene

Cu + SO42-

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

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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!

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FormalismoLe sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolariEs: Zn, S8, CO2 NH3 etc…

Solo le specie che prendono parte ad una reazione devono essere scritte. Es di precipitazione Fe3+ + 3OH- -> Fe(OH)3

Quando le reazioni avvengono in soluzione, le sostanze devono essere scritte in funzione delle specie effettivamente presenti in soluzione Es: base, acido, o sale, le sostanze insolubili in acqua si scrivono con la formula della sostanza pura

.

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Bilanciamento di una reazione

La materia non puo’ né crearsi ne distruggersi. Il numero di atomi di ciascun elemento deve essere uguale a sin. e a dx.

Anche le cariche delle specie reagenti e prodotti in una reazione chimica non possono né crearsi ne distruggersi. La carica complessiva presente a sinistra deve essere uguale a quella di destra

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Alcune reazioni

Consideriamo diverse classi di reazioni, quali

-- Reazioni acido-base-- Reazione di complessazione-- Reazioni di precipitazione-- Reazione di ossido-riduzione

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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

Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH?

HCl + NH3 Cl- + NH4+

Mg(OH)2 + H+ Mg2+ + H2O

Mg(OH)2 + 2H+ Mg2+ + 2H2O

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Reazioni di complessazione

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

Ni2+ + 6NH3 -> Ni(NH3)62+

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

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Reazioni di precipitazioneUna reazione che dà 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….

2Ag+ + H2S -> Ag2S + 2H+

Es. AgNO3 + NaI ->

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Solubilità

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Reazioni di ossido-riduzione

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Reazioni di ossido-riduzione

Reazioni in cui due atomi dei reagenti cambiano il 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.Il numero totale di elettroni ceduti da una specie deve essere uguale al numero totale di elettroni acquistati dall’altra specie

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Reazione di ossido-riduzione

Reazione in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione:

C + O2 CO2

C: da 0 a +4

O: da 0 a -2

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La sostanza che acquista elettroni (O) si riduce, ed è detta ossidante. Provoca l’ossidazione di un’altra sostanza

La sostanza che perde elettroni (C) si ossida, ed è detta riducente. Provoca la riduzione di un’altra sostanza

Ossidanti e riducenti

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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

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Come procedere?

2MnO4- + H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 3O2

+ 4H2O

2MnO4- + 3H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 4O2

+ 6H2O

2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 5O2

+ 8H2O

2MnO4- + 7H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 6O2

+ 10H2O

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Semi-reazioniSi possono scrivere separatamente la reazione di acquisto di

elettroni e quella di perdita di elettroni.Ad esempio la reazione:

Zn + 2H+ Zn2+ + H2

Può essere scomposta in:Zn Zn2+ + 2e- (semireazione di ossidazione)

2H+ + 2e- H2 (semireazione di riduzione)

Ciascuna semireazione è bilanciata quando il numero degli atomi e la carica totale sono gli stessi a destra e sinistra.

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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

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Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione

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

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

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Esempi di bilanciamento

Data i reagenti e i prodotti della seguente reazione redox:

MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+

Perché gli e- siano bilanciati (stadio 1. del bilanciamento) bisogna moltiplicare per 5 i coeff. stechiometrici del Fe2+ e Fe3+:

MnO4- + 5Fe2+ Mn2+ + 5Fe3+

+7

+5e-

-1e- x 5

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Bilanciamento cariche: ci sono 9 cariche + a sinistra e 17 + a destra.

Si potrebbero aggiungere OH- a destra o H+ a sinistra. La scelta dipende dall’ambiente in cui la reazione avviene.

In questo caso l’ambiente è acido, quindi:

MnO4- + 5Fe2+ +8 H+ Mn2+ + 5Fe3+

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Bilanciamento atomi: occorre aggiungere molecole di acqua

MnO4- + 5Fe2+ +8 H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4 H2O

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Altro esempio di bilanciamento:

Cr2O72- + 2I- I2 + 2Cr3+

Cr2O72- + 6I- 3I2 + 2Cr3+ e- bilanciati

Cr2O72- + 6I- + 14H+ 3I2 + 2Cr3+ cariche

bilanciate

Cr2O72- + 6I- + 14H+ 3I2 + 2Cr3+ + 7H2O

atomi bilanciati

+6

+3e- x 2 = +6e-

-1e- x 2 = -2e- x 3 = -6 e-

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Ossidanti e Riducenti

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

Sono potenziali riducenti tutte quelle sostanze in cui un elemento ha il numero di ossidazione minore di quello massimo consentito

MnO4- Cr2O7

-2 NO3 –

Na, LiH, I-, H2S

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N2O4 +2N2H4 3 N2 + 4H2O

Ma se reagisce con H2:

N2H4 + H2 2 NH3

Esempi

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Dismutazione

Esempi:

MnO42-

Cl2+ OH- -> Cl- + ClO- +2H+

H2O2 -> H2O + 1/2O2

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

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Reazione di dismutazione

Quando in una reazione uno stessa specie si ossida e si riduce.

Es. MnO42- + MnO4

2- MnO4- + MnO2

3MnO42- + 4 H+ 2MnO4

- + MnO2 +2H2O

+6 +6 +7 +4

-1e-

+2e-

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Esempi

Fe2+ + NO3- + H+ -> Fe3+ + NO Cu + H2SO4 - > Cu2+ + SO2 Cr(OH)4

- + H2O2 -> CrO42- + H2O

Na + H2O -> Na+ + H2 + OH-