Reazioni chimiche Cosa si intende per reazione, reagente, prodotto. Legge di conservazione della massa. Rappresentazione dei reagenti e dei prodotti. Cosa si intende per struttura , formula molecolare, formula minima.

Formule molecolari Elementi disposti in ordine di elettronegatività crescente (CO2, HCl, P4O10) Fanno eccezione alcuni composti dell’idrogeno: (BH3, CH4, NH3, OH-) I composti ionici e salini vengono rappresentati con le formule minime (NaCl, CaBr2, FeI3) ; molecole ione (Na2SO4, NaHSO4, (NH4)2SO4, H2SO4, NaOH ) Gli ioni: Na+, Ca2+, SO42-, PO43-

Accenni di nomenclatura inorganica desinenze e prefissi Idracidi: acido …-idrico; HF, HCl, HBr, HI, H2S Anidridi: anidride …-ica, …-osa, CO2, SO3, SO2 Ossiacidi: acido …-ico, acido …-oso, H2SO4, H2SO3, H3PO4, H3PO3 acido per-…ico , acido ipo-…oso , HClO4, HClO Ossidi: ossido …-ico, ossido …-oso, Fe2O3, FeO, NO, CaO, Na2O Idrossidi: idrossido di . . . , NaOH, Ca(OH)2 Sali: …-uro di …, …-ato di …, …-ito di …, NaCl, Na2SO4, Na2SO3 per-…-ato di … , ipo-…-ito di … , KClO4, NaClO

Ioni poliatomici importanti

Conservazione della massa Coefficienti di bilanciamento Rappresentazione delle reazioni aA + bB = cC + dD reagenti prodotti C + O2 = CO2 Conservazione della massa 2H2 + O2 2H2O Coefficienti di bilanciamento H2 + Cl2 2HCl 2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O

Numero di ossidazione Numero di ossidazione di un atomo: il numero positivo , negativo o nullo delle cariche che l’atomo assume se i doppietti di legame vengono assegnati formalmente all’atomo più elettronegativo. -2 -2 +1 Na2SO4 Na O S + O O Na +6 S +1 Na -2 -2 O O

Numero di ossidazione La somma algebrica dei numeri di ossidazione degli atomi contenuti in una formula uguaglia l’eventuale carica della molecola o la sua neutralità I legami tra atomi uguali non si prendono in considerazione in quanto è nulla la differenza di elettronegatività, per lo stesso motivo gli elementi hanno numero di ossidazione nullo. Esempi

Reazioni che decorrono senza variazione del numero di ossidazione Reazioni acido base - salificazione - neutralizzazione acido + base = sale + acqua HCl + NaOH = NaCl + H2O H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O 3Ca(OH)2 + 2 H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O Na2O + SO3 = Na2SO4 Reazioni di scambio sale 1 + sale 2 = sale 3 + sale 4 AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

-------------------------------------- Ossidoriduzioni Un elemento si ossida se il suo numero di ossidazione aumenta. Un elemento si riduce se il suo numero di ossidazione diminuisce. È riducente l’elemento che aumenta il suo numero di ossidazione a spese dell’ossidante che lo diminuisce. Formalmente si può dividere la reazione di ossidoriduzione in due semireazioni: semireazione di ossidazione e semireazione di riduzione red1 = ox1 + ne ox2 + ne = red2 -------------------------------------- red1 + ox2 = ox1 + red2 Esempi

IL METODO ELETTROIONICO PER IL BILANCIAMENTO DELLE RAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE Dividere l’equazione nelle due equazioni parziali. Bilanciare gli atomi che cambiano i loro numeri di ossidazione in ciascuna equazione parziale. Bilanciare gli atomi di O e H in ognuna delle due equazioni parziali. Per una reazione in soluzione acida: Aggiungendo H2O per ogni O dal lato dell’equazione parziale dove manchi l’ossigeno Aggiungendo quindi H+ dove manchi l’idrogeno Per una reazione in soluzione alcalina: Aggiungendo 2 ioni OH- per ogni O dell’equazione parziale dove manchi l’ossigeno ed 1 H2O dal lato opposto Aggiungendo quindi 1 H2O per ogni H dal lato dell’equazione parziale dove manchi l’idrogeno ed uno ione OH- dal lato opposto Aggiungere elettroni ad ognuna delle equazioni parziali in modo che la carica netta nel lato sinistro dell’equazione sia uguale alla carica netta nel lato destro Se necessario, moltiplicare una o entrambe le equazioni parziali per numeri interi che rendano il numero degli elettroni persi in una equazione parziale uguale al numero degli elettroni acquistati nell’altra. Sommare le due equazioni parziali, eliminando i termini comuni da entrambi i lati dell’equazione finale.