Lezione 3. A. A. 2014

2014 – 2015
CCS Biologia
CCS Fisica
1
Le reazioni chimiche
TRASFORMAZIONE
FISICA
In una trasformazione fisica
non si ha alcuna variazione di
composizione.
Proprietà fisiche comuni:
•  densità
•  colore
•  punto di fusione e di ebollizione
•  odore
•  solubilità di un solido in un
liquido per ottenere una miscela
omogenea (SOLUZIONE).
2
TRASFORMAZIONE
CHIMICA
(reazione chimica)
In una reazione chimica
una o più sostanze vengono
trasformate in altre sostanze.
Es.:
il ferro che si arruginisce,
reazioni di combustione,
formazione di un precipitato, o di un
gas,…
3
REAZIONI CHIMICHE
Reagenti
Prodotti
Zn + I2
ZnI2
Equazioni Chimiche
Descrivono i reagenti e i prodotti e le loro quantità
relative (atomi, molecole, o moli) in una reazione.
4 Al(s) + 3 O2(g)
reagenti
2 Al2O3(s)
prodotto
I numeri che precedono le formule sono chiamati
coefficienti stechiometrici
Le lettere (s) e (g) indicano gli stati fisici dei composti.
Per la Legge della Conservazione della Materia una
equazione deve essere bilanciata: il numero di atomi di
ciascun elemento deve essere identico in ciascun lato
dell’equazione.
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4
Equazioni Chimiche
4 Al(s) + 3 O2(g)
2 Al2O3(s)
Questa equazione significa
4 atomi di Al reagiscono con 3 molecole di O2 per
formare 2 “molecole” di Al2O3
Inoltre
4 moli di Al + 3 moli di O2 formano 2 moli di Al2O3
4 mol x 26,98 g/mol di Al + 3 mol x 32 g/mol O2
formano 2 mol x 102 g/mol di Al2O3
107,9 g Al + 96 g O2 formano 204 g di Al2O3
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Bilanciamento delle
reazioni chimiche
1)
6
SCRIVERE L EQUAZIONE MINIMA
CH4
+ O2
CO2 + H2O
2)
BILANCIARE PER PRIMO L ELEMENTO CHE
COMPARE IL N° MINORE DI VOLTE
C 2 volte
H 2 volte
O 3 volte
Il carbonio è già bilanciato
l idrogeno deve essere bilanciato
A SINISTRA 4 H
A DESTRA 2 H
3) MOLTIPLICHIAMO A DESTRA L H2O PER UN 7
COEFFICIENTE STECHIOMETRICO TALE DA
BILANCIARE L IDROGENO (coefficiente da anteporre
all H2O = 2)
CH4
+
O2
CO2 +
2H2O
4) BILANCIAMO L OSSIGENO
a sinistra 2 O
a destra 2+2 = 4 O
MOLTIPLICHIAMO A SINISTRA O2 PER UN
COEFFICIENTE STECHIOMETRICO TALE DA
BILANCIARE L OSSIGENO (coefficiente da
anteporre all O2 = 2)
CH4
+
2O2
CO2
+
2H2O
Equilibrio Chimico
• Molte reazioni chimiche sono reversibili.
• L’ammoniaca può essere prodotta dagli elementi
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
• Ma NH3 può decomporsi negli elementi
2 NH3(g)
N2(g) + 3 H2(g)
• Nel processo di sintesi della NH3, la reazione dopo
un certo tempo raggiunge l’equilibrio.
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
• Le doppie frecce indicano la condizione di equilibrio
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Equilibrio Chimico
Una volta raggiunto l’equilibrio non si osserva alcuna
variazione delle quantità dei prodotti e reagenti.
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COMPOSTI IONICI
Composti in Soluzione Acquosa - Solvatazione
Molte reazioni coinvolgono composti ionici,
specialmente le reazioni in acqua.
KMnO4 in acqua
K+(aq) + MnO4- (aq)
Soluzioni Acquose
Come verificare la presenza di
ioni nelle soluzioni acquose?
Le soluzioni ioniche (elettroliti)
conducono l’elettricità!
NaCl, MgCl2, e NaCl si
dissociano completamente (o
quasi) in ioni (sono elettrolìti
forti).
Soluzioni Acquose di elettroliti forti
HCl, MgCl2, ed NaCl sono elettroliti forti.
Si dissociano quasi completamente in ioni.
Soluzioni Acquose di elettroliti deboli
L’acido acetico si ionizza solo
in una piccola percentuale.
Esso è un elettrolita debole.
CH3CO2H(aq)
CH3CO2–(aq) + H3O+(aq)
Soluzioni Acquose di non elettroliti
Alcuni composti si
sciolgono in acqua ma
non conducono
l’elettricità. Essi sono
chiamati non elettroliti.
Esempi :
zucchero,
etanolo,
glicol etilenico
Reazioni Chimiche in Acqua
REAZIONI DI SCAMBIO
Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq)
AX + BY
PbI2(s) + 2 KNO3 (aq)
AY + BX
i cationi A e B si scambiano gli anioni.
BaCl2(aq) + Na2SO4(aq)
BaSO4(s) + 2 NaCl(aq)
Equazioni Ioniche Nette
Equazione ionica :
Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2 K+(aq) + CrO42-(aq)
PbCrO4(s) + 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq)
Gli ioni NO3- and K+ sono IONI SPETTATORI — essi non
partecipano alla reazione.
Se trascuriamo gli ioni spettatori
Pb2+(aq) + CrO42-(aq)
PbCrO4(s)
Si ottiene l’ EQUAZIONE IONICA NETTA
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ACIDI
Una sostanza che in acqua libera ioni H3O+
acido
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H3O+
Acidi forti e acidi deboli
Alcuni acidi forti:
HCl
cloridrico
H2SO4
solforico
HClO4
perclorico
HNO3
nitrico
Alcuni acidi deboli:
CH3CO2H
acetico
HSO4–
solfato acido
H2CO3
carbonico
H3PO4
fosforico
HF
fluoridrico
ACIDI
Gli ossidi dei nonmetalli (o anidridi)
reagiscono con l’acqua con formazione di acidi.
CO2(aq) + H2O(liq)
SO3(aq) + H2O(liq)
H2CO3(aq)
H2SO4(aq)
Possono
derivare dalla
combustione
del carbone e
del petrolio.
BASI
Una sostanza che in acqua forma ioni OH-
NaOH(aq)
Na+(aq) + OH-(aq)
L’ammoniaca, NH3
NH3(aq) + H2O = NH4+(aq) + OH–(aq)
BASI
Gli ossidi dei metalli possono reagire
con l’acqua con formazione di basi.
CaO(s) + H2O(liq)
Ca(OH)2(aq)
CaO in acqua.
L’indicatore mostra che la
soluzione è basica.
Gli acidi e le basi più comuni
acidi for) (ele-roli) for)) basi for) (ele-roli) for)) HCl acido cloridrico LiOH idrossido di li.o HBr acido bromidrico NaOH idrossido di sodio HI acido iodidrico KOH idrossido di potassio HNO3 acido nitrico HClO4 acido perclorico H2SO4 acido solforico acidi deboli (ele-roli) deboli) basi deboli (ele-roli) deboli) H3PO4 acido fosforico NH3 ammoniaca H2CO3 acido carbonico CH3CO2H acido ace.co H2C2O4 acido ossalico Reazioni di Precipitazione
Reazioni con
Formazione di Gas
REAZIONI
REAZIONI REDOX
(ossido-riduzione)
Reazioni
Acido-Base
Reazioni Acido-Base
Le reazioni Acido-Base sono spesso chiamate di
NEUTRALIZZAZIONE
•  Dalla reazione di un acido con una base si ottiene un
sale e acqua
NaOH(aq) + HCl(aq)
Na+ + OH- + H+ + Cl-
NaCl(aq) + H2O(liq)
Na+ + Cl- + H2O(liq)
equazione ionica netta
OH-(aq) + H+(aq)
H2O(liq)
Importanza delle Reazioni Redox...
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Batterie
Corrosione
Metallurgia
Combustibili
REAZIONI REDOX
REDOX = riduzione & ossidazione
Reazioni che avvengono con
trasferimento di elettroni
O2(g) + 2 H2(g)
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq)
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2 H2O(s)
2 Al3+(aq) + 3 Cu(s)
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REAZIONI REDOX
sono caratterizzate da un trasferimento di elettroni tra un
donatore ed un accettore di elettroni
Accettore di elettroni - specie che si riduce
Cu(s) + 2 Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2 Ag(s)!
Donatore di elettroni - specie che si ossida
Il trasferimento comporta:
1. Un aumento del numero di ossidazione di
qualche elemento - OSSIDAZIONE
2. Una diminuzione del numero di ossidazione
di qualche elemento - RIDUZIONE
28
La carica di Ioni comuni e numero
di ossidazione
29
-4 -3 -2 -1
+1
+2
+3
g
a
s
n
o
b
il
i
numero di ossidazione: "la carica che assumerebbe un
elemento in un composto, se si assegnassero gli elettroni
di legame all'elemento più elettronegativo".
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Come assegnare i numeri di ossidazione
1.  Allo stato elementare, ogni atomo ha n°. ox. = 0
Zn
O2
I2
S8
2.  Negli ioni semplici, n°. ox. = carica dello ione.
-1 per il Cl–
+2 per il Mg2+
3.
F ha n°. ox. = –1
4.
O ha n°. ox. = –2
(nei perossidi e in H2O2, O = –1)
5.
H ha n°. ox. = +1
(eccetto quando H è legato ad un metallo come
in NaH (sodio idruro) dove è –1)
6.
La somma algebrica dei n° di ossidazione
= 0 per un composto neutro
= carica totale per uno ione
31
Esempi di Reazioni Redox
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Metallo + acido
Mg(s) + 2HCl(aq)  MgCl2 + H2 (g)
Metallo + acido
Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

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