Capitolo 4 Le principali classi di reazioni chimiche

Capitolo 4: Le principali classi di reazioni chimiche 4.1 Il ruolo dell’acqua come solvente 4.2 Scrittura delle equazioni per le reazioni ioniche in soluzione acquosa 4.3 Reazioni di precipitazione 4.4 Reazioni Acido-Base 4.5 Reazioni di ossido-riduzione (redox) 4.6 Sostanze elementari nelle reazioni redox 4.7 Reazioni reversibili: introduzione all’equilibrio chimico

Distribuzione degli elettroni di H2 e di H2O Figura 4.2 Distribuzione degli elettroni di H2 e di H2O

Dissoluzione di un composto ionico Figura 4.3 Dissoluzione di un composto ionico

La conduttività elettrica delle soluzioni ioniche Figura 4.1 La conduttività elettrica delle soluzioni ioniche

Figure 4.4 Il protone idratato

Scrittura delle equazioni per le reazioni ioniche in soluzione acquosa L’equazione molecolare Mostra tutti I reagenti e tutti I prodotti come se fossero composti intatti, indissociati. L’equazione ionica totale Mostra tutte le sostanze ioniche solubili dissociate in ioni . L’equazione ionica netta Elimina gli ioni spettatori e mostra la trasformazione chimica che avviene effettivamente.

Figura 4.5 Una reazione di precipitazione e l’equazione che la descrive

La reazione di Pb(NO3)2 e NaI. Figure 4.7 La reazione di Pb(NO3)2 e NaI. NaI(aq) + Pb(NO3)2 (aq) PbI2(s) + NaNO3(aq) 2NaI(aq) + Pb(NO3)2 (aq) PbI2(s) + 2NaNO3(aq) 2Na+(aq) + 2I-(aq) + Pb2+(aq) + 2NO3-(aq) PbI2(s) + 2Na+(aq) + 2NO3-(aq) 2NaI(aq) + Pb(NO3)2(aq) PbI2(s) + 2NaNO3(aq) Reazione di doppio scambio (metatesi)

Prevedere se si formerà un precipitato 1. Notare gli ioni presenti nei reagenti. 2. Considerare le possibili combinazioni catione-anione. 3. Decidere se qualcuna delle combinazioni sia insolubile. Vedi Tabella 4.1 (prossima diapositiva) per le regole di solubilità.

Una titolazione acido-base Figura 4.7 Una titolazione acido-base Inizio della titolazione Eccesso di acido Punto di neutralizzazione Piccolo eccesso di base

Figura 4.8 Una reazione tra un acido forte e una base forte in soluzione acquosa su scala atomica

Una reazione acido-base che forma un prodotto gassoso Figura 4.9 Una reazione acido-base che forma un prodotto gassoso Equazione molecolare NaHCO3(aq) + CH3COOH(aq) CH3COONa(aq) + CO2(g) + H2O(l) Equazione ionica totale Na+(aq)+ HCO3-(aq) + CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + Na+(aq) + CO2(g) + H2O(l) Equazione ionica netta HCO3-(aq) + CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + CO2(g) + H2O(l)

Il processo redox nella formazione di un composto Figura 4.10 Il processo redox nella formazione di un composto

Figura 4.11 Numero di ossidazione più alto e numero di ossidazione più basso degli elementi reattivi dei gruppi principali

Figura 4.12 Sommario della terminologia per le reazioni di ossidoriduzione (reazioni redox)

Figura 4.13 Una titolazione redox

Figura 4.14 Combinazione di elementi per formare un composto ionico

Decomposizione di un composto nei suoi elementi Figura 4.15 Decomposizione di un composto nei suoi elementi

Un metallo attivo sposta l’idrogeno dall’acqua Figura 4.16 Un metallo attivo sposta l’idrogeno dall’acqua

Lo spostamento di H da un acido per opera del nichel. Figura 4.17 Lo spostamento di H da un acido per opera del nichel. N. O. crescente ossidazione agente riducente N. O. decrescente riduzione agente ossidante +1 +2 Ni(s) + 2H+(aq) Ni2+(aq) + H2(g)

Scambio di un metallo con un altro Figura 4.18 Scambio di un metallo con un altro

Figura 4.19 La serie di attività dei metalli.

Figura 4.20 Lo stato di equilibrio