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Reazioni chimiche. Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione Lequazione chimica è una rappresentazione.

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Presentazione sul tema: "Reazioni chimiche. Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione Lequazione chimica è una rappresentazione."— Transcript della presentazione:

1 Reazioni chimiche

2 Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione Lequazione 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 + O 2 CO 2

3 Esempio C + O 2 CO 2 2C + O 2 2CO In eccesso di ossigeno In difetto di ossigeno Entrambe possono accadere

4 Esempio Esempi: reazioni di attacco acido di un metallo in solvente H 2 O Cu + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 avviene NON avviene Cu + 2H 2 SO 4 CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O avviene Cu + SO H + Cu 2+ + SO 2 + 2H 2 O formalismo corretto

5 Reazioni chimiche Una 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!

6 Formalismo Le sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolari Es: Zn, S 8, CO 2 NH 3 etc… Solo le specie che prendono parte ad una reazione devono essere scritte. Es di precipitazione Fe OH - -> 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.

7 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

8 Alcune reazioni Consideriamo diverse classi di reazioni, quali -- Reazioni acido-base -- Reazione di complessazione -- Reazioni di precipitazione -- Reazione di ossido-riduzione

9 Reazioni acido-base Trasferimento di un protone da una specie (acido) ad unaltra (base) (modello di Broensted) CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COO - + NH 4 + Il bilanciamento è intuitivo e semplice Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH? HCl + NH 3 Cl - + NH 4 + Mg(OH) 2 + H + Mg 2+ + H 2 O Mg(OH) 2 + 2H + Mg H 2 O

10 Reazioni di complessazione Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH 3 ad un sale solubile di Ni……. Ni NH 3 -> Ni(NH 3 ) 6 2+ In una reazione di complessazione i leganti coordinano latomo centrale

11 Reazioni di precipitazione Una 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, BaSO 4 in soluzione..? Es: acido-base con un sale insolubile, solfuri…. 2Ag + + H 2 S -> Ag 2 S + 2H + Es. AgNO 3 + NaI ->

12 Solubilità

13 Reazioni di ossido-riduzione

14 Reazioni in cui due atomi dei reagenti cambiano il numero di ossidazione. OSSIDARSI significa perdere elettroni RIDURSI 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 dallaltra specie

15 Reazione di ossido-riduzione Reazione in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione: C + O 2 CO 2 C: da 0 a +4 O: da 0 a -2

16 La sostanza che acquista elettroni (O) si riduce, ed è detta ossidante. Provoca lossidazione di unaltra sostanza La sostanza che perde elettroni (C) si ossida, ed è detta riducente. Provoca la riduzione di unaltra sostanza Ossidanti e riducenti

17 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

18 Come procedere? 2MnO H 2 O 2 + 6H + 2Mn O 2 + 4H 2 O 2MnO H 2 O 2 + 6H + 2Mn O 2 + 6H 2 O 2MnO H 2 O 2 + 6H + 2Mn O 2 + 8H 2 O 2MnO H 2 O 2 + 6H + 2Mn O H 2 O

19 Semi-reazioni Si possono scrivere separatamente la reazione di acquisto di elettroni e quella di perdita di elettroni. Ad esempio la reazione: Zn + 2H + Zn 2+ + H 2 Può essere scomposta in: Zn Zn e - (semireazione di ossidazione) 2H + + 2e - H 2 (semireazione di riduzione) Ciascuna semireazione è bilanciata quando il numero degli atomi e la carica totale sono gli stessi a destra e sinistra.

20 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

21 Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione 4.Bilanciare gli elettroni Calcola 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 lambiente di reazione 6. Bilanciare gli atomi di idrogeno ed ossigeno Aggiungendo a sn o a dx H 2 O 7. Verificare che tutte le masse siano bilanciate

22 Esempi di bilanciamento Data i reagenti e i prodotti della seguente reazione redox: MnO Fe 2+ Mn 2+ + Fe 3+ Perché gli e - siano bilanciati (stadio 1. del bilanciamento) bisogna moltiplicare per 5 i coeff. stechiometrici del Fe 2+ e Fe 3+ : MnO Fe 2+ Mn Fe e - -1e - x 5

23 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 dallambiente in cui la reazione avviene. In questo caso lambiente è acido, quindi: MnO Fe H + Mn Fe 3+

24 Bilanciamento atomi: occorre aggiungere molecole di acqua MnO Fe H + Mn Fe H 2 O

25 Altro esempio di bilanciamento: Cr 2 O I - I 2 + 2Cr 3+ Cr 2 O I - 3I 2 + 2Cr 3+ e - bilanciati Cr 2 O I H + 3I 2 + 2Cr 3+ cariche bilanciate Cr 2 O I H + 3I 2 + 2Cr H 2 O atomi bilanciati +6 +3e- x 2 = +6e- -1e- x 2 = -2e- x 3 = -6 e -

26 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 MnO 4 - Cr 2 O 7 -2 NO 3 – Na, LiH, I -, H 2 S

27 N 2 O 4 +2N 2 H 4 3 N 2 + 4H 2 O Ma se reagisce con H 2 : N 2 H 4 + H 2 2 NH 3 Esempi

28 Dismutazione Esempi: MnO 4 2- Cl 2 + OH - -> Cl - + ClO - +2H + H 2 O 2 -> H 2 O + 1/2O 2 Alcuni composti hanno la tendenza a decomporsi anche in assenza di altri reagenti. In tale caso essi fungono contemporaneamente da ossidanti e da riducenti

29 Reazione di dismutazione Quando in una reazione uno stessa specie si ossida e si riduce. Es. MnO MnO 4 2- MnO MnO 2 3MnO H + 2MnO MnO 2 +2H 2 O e- +2e-

30 Esempi Fe 2+ + NO 3- + H + -> Fe 3+ + NO Cu + H 2 SO 4 - > Cu 2+ + SO 2 Cr(OH) H 2 O 2 -> CrO H 2 O Na + H 2 O -> Na + + H 2 + OH -


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