Reazioni chimiche

Reazioni chimiche C + O2 CO2 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 Calcolare la quantità in grammi di ossigeno che reagisce con 10,0 g di Carbonio E se siamo in difetto di O2 ? Quanti grammi di CO2 si ottengono?

Esempio Esempi: reazioni di attacco acido Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 avviene Cu + H2SO4 CuSO4 + H2 NON avviene Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O avviene Cu + SO42- + 4H+ Cu2+ + SO2 + 2H2O formalismo corretto

Reazioni chimiche Esempi: reazioni di attacco acido Zn + 2HCl Zn2+ +2Cl- + H2 Cu + HCl

Rappresenta un processo che avviene nella realtà 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!

Formalismo Le sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolari Es: Zn, S, Quando le reazioni avvengono in soluzione, le sostanze devono essere scritte in funzione delle specie effettivamente presenti in soluzione Es: base, acido, o sale Solo le specie che prendono parte ad una reazione devono essere scritte. Es di precipitazione

Bilanciamento La 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 destra Es idrossidi

Alcune reazioni Acido-base -Reazione di formazione di composti 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 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

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 elettroni Calcola 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 ossigeno Aggiungendo 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 Cl2+ OH- H2O2 MnO42-

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 …… MnO4- Cr2O7-2 NO3 – Na, LiH, I-, H2S

S= Zolfo Z= Zorro Cu= Rame Ra= Radio P= Fosforo F= Fluoro K= Potassio Sr= Stronzio

Composti binari Per indicare correttamente il composto si puo’ anche utilizzare il n. di ossidazione FeCl2 Cloruro di ferro(II) FeCl3 Cloruro di ferro(III) Quando un elemento possiede solo 1 n.ox, il nome sistematico puo’ tralasciare di indicare il rapporto tra gli atomi Na2O, Al2O3,

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 -ico Il 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 ci sono 2 n. ox possibili -ico H2SO4 HNO3 -oso H2SO3 HNO2 Quando i numeri sono 4, come gli alogeni, si usano anche dei prefissi Per -ico HCl04 -ico HCl03 -oso HCl02 Ipo -oso HCl0

Anioni derivati H2SO3 2H+ + SO32- HNO3 H + + NO3- L’anione puo’ mantenere la convenione degli acidi cambiando la desidenza Per—ico per---ato ----ico ---- ato ----- oso ----- ito Ipo-----oso ipo---ito

Acidi poliprotici 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 H4SiO4 H2SiO3 H3PO4 HPO3

Acidi poliprotici 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 2H3PO4 H4P2O7 +H2O Non deve per forza essere un orto-acido 2H2SO4 H2S2O7 +H2O

Perossoacidi Acido perosso di solfor ico Sono perossoacidi gli ossiacidi dove 2 atomi di ossigeno formano un legame covalente ed hanno quindi n.ox –1 H2S2O8 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 Acido tio solfor ico 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 H2SO4 H2S2O3 Acido tio solfor ico

Sali idrati Sali misti Carbonato di sodio decaidrato I 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 misti Ci sono Sali con 2 o piu’ cationi diversi. Si scrivono nella formula in ordina alfabetico e si usa, non obbligatoriamente, il termine –doppio, -triplo… Carbonato(doppio) di potassio e sodio KNaCO3

Composti di Coordinazione La 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-, Cr2O72-

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

Il Fluoro ha sempre n. ox= –1 Numero di ossidazione Il Fluoro ha sempre n. ox= –1 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.

Sostanze elementari Tutti 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 del P4 Struttura del fosforo nero Struttura di S8 Struttura a catena del Se

PERCHE’? Quale é la relazione tra strutture elementari cosi “esotiche” e la configurazione elettronica dell’elemento? Cl S P C

Reazioni acido-base Trasferimento di un protone da una specie (acido) ad un’altra (base) (modello di Broensted) Il bilanciamento è intuitivo e semplice CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+ Liberare la mente dai pensieri sbagliati… Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH?

Reazioni di complessazione In una reazione di complessazione i leganti coordinano l’atomo centrale Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH3 ad un sale solubile di Ni…….

Reazioni di precipitazione Una reazione che da luogo ad un composto insolubile che si separa dalla soluzione Es: acido-base con un sale insolubile, solfuri…. Nota l’esempio dei solfuri in soluzione o in fase gassosa I composti insolubili si scrivono come formula minima NON come specie ioniche. Es NaCl, BaSO4 in soluzione..?