Le reazioni chimiche Come scrivere una reazione chimica e tipi principali di reazione: sintesi, scomposizione, scambio semplice e doppio Le leggi ponderali nella formazione dei composti La termodinamica delle reazioni La cinetica delle reazioni L’equilibrio chimico

Prerequisiti Il laboratorio è inserito all’inizio dello studio delle reazioni chimiche Con questa parte teorica vengono forniti agli studenti gli strumenti indispensabili per affrontare lo svolgimento del laboratorio. Inoltre, la parte teorica vuole essere un ripasso dei concetti acquisiti fino a questo momento, attraverso un affascinante percorso storico-scientifico. I prerequisiti sono: concetto di atomo, di mole e di molecola conoscenza dei legami conoscenza dei composti fondamentali (ossidi, acidi, idrossidi e sali) conoscenza delle leggi dei gas e degli stati solido e liquido possesso di nozioni preliminari sulla scrittura di una reazione e sui tipi di reazioni chimiche più importanti (sintesi, scomposizione e scambio) esperienza propedeutica di laboratorio su comportamento, norme di sicurezza, strumenti e pesate .

Come arrivò a questa conclusione? Cos’è una reazione chimica: comprendere l’invisibile osservando il visibile “Le reazioni chimiche consistono nell’unione e separazione di atomi, che mantengono comunque la loro identità” J. Dalton (Nuovo sistema di filosofia chimica - 1808) Come arrivò a questa conclusione? Legge della conservazione della massa (A.L. Lavoisier) Legge delle proporzioni definite (J.L. Proust) Legge delle proporzioni multiple (J. Dalton)

Legge della conservazione della massa (A.L. Lavoisier - 1789) “La massa delle sostanze prodotte da una reazione chimica è uguale alla massa delle sostanze reagenti” Ossigeno + idrogeno  acqua O2 + 2H2  2H2O 8 g + 1 g  9 g Idrossido di sodio + acido cloridrico  cloruro di sodio + acqua NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl + H2O 20 g + 18 g 29 g + 9 g

Legge delle proporzioni definite (J.L. Proust - 1799) “In un composto, gli elementi che lo costituiscono sono presenti secondo rapporti in peso costanti e definiti” Proust verificò che riscaldando campioni di carbonato di rame di origine diversa, se si partiva da 123,5 g di composto si ottenevano sempre 63,5 g di rame, 48 g di ossigeno e 12 g di carbonio. CuCO3  Cu(s) + 3/2O2(g) + C(s)

CuCO3  Cu(s) + 3/2O2(g) + C(s) 123,5g 63,5g 48g 12g PM (g/mol): 63,5 + 12 + (16x3) 63,5 32 12 123,5g / 123,5g/mol 63,5g / 63,5g/mol 48g / 32g/mol 12g / 12g/mol oggi 1 1 1,5 1 Proust 63,5g / 123,5g 48g / 123,5g 12g / 123,5g 1 0,51 0,39 0,1 100% 51% 39% 10% indipendentemente dall’origine, la % in massa di ciascun elemento è sempre la stessa

I rapporti di massa sono costanti e definiti MgS  Mg(s) + S(s)

Legge delle proporzioni multiple (J. Dalton - 1808) “Quando due elementi si combinano fra loro in differenti proporzioni per formare composti diversi, le quantità di uno che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno fra loro in rapporti espressi da numeri interi e piccoli.” ossigeno C(s) + 1/2O2  CO 2,66 / 1,33 = 2 C(s) + O2  CO2

La teoria di Dalton La materia è formata da particelle piccolissime: gli atomi Gli atomi sono inalterabili e indivisibili Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono uguali tra loro per dimensione, massa e altre proprietà, mentre atomi di elementi diversi hanno caratteristiche differenti Le reazioni chimiche consistono nella unione e separazione di atomi, che mantengono comunque la loro identità Gli atomi di diversi elementi hanno la capacità di combinarsi tra loro secondo differenti rapporti di massa, dando così luogo a sostanze ogni volta diverse (“composti”). La massa di un composto è data dalla somma delle masse degli atomi elementari che lo costituiscono.

Dalton: il calcolo delle masse relative La teoria di Dalton sembrava offrire la strada per il calcolo delle masse specifiche di ciascun elemento, attraverso il confronto dei rapporti multipli tra molte sostanze diverse. La massa relativa di un atomo era teoricamente ottenibile prendendo un elemento di riferimento uguale per tutti: Dalton scelse l’idrogeno. Purtroppo, però, Dalton non poteva sapere che l’idrogeno elementare non era composto da un solo atomo, ma era una molecola biatomica (H2). Sperimentalmente, quindi a volte i dati erano discordanti.

Dalton: I dati discordanti Rapporti numerici costanti, espressi da numeri piccoli e interi, erano stati annotati anche da J.L. Gay-Lussac nelle reazioni tra gas. A differenza di Dalton, però, questi rapporti numerici non riguardavano le masse, bensì i volumi occupati. H2 + Cl2  2HCl “C’è un rapporto numerico costante tra i volumi ottenuti da una reazione e quelli di partenza, indipendentemente dalle quantità di volume di partenza.” I dati discordavano con quelli di Dalton perché i volumi dei gas non dipendono dalle masse delle particelle, ma dal loro numero.

Il volume e le particelle di un gas (A. Avogadro – 1860) Il torinese A. Avogadro sviluppò il problema giungendo ad un postulato: “A parità di temperatura e pressione, la stessa quantità di particelle di un gas, occupa lo stesso volume di una uguale quantità di particelle di un gas diverso” H2(g) Cl2(g) HCl(g) 2 g 70 g 36 g n particelle n particelle n particelle Il volume occupato dai tre gas è lo stesso

J. Dalton vs A. Avogadro H2 + Cl2  2HCl Dalton si oppose alle teorie di Avogadro ma non riuscì a trovare la soluzione del problema. Osserviamo la sintesi dell’acido cloridrico: H2 + Cl2  2HCl Per Dalton: 2 g + 70 g  72 g n particelle + n particelle  n particelle 1 volume + 1 volume  1 volume I dati sperimentali: 1 volume + 1 volume  2 volumi

Le molecole poliatomiche (S. Cannizzaro – 1860) La brillante soluzione che poteva far convivere allo stesso tempo la teoria di Dalton e quella di Avogadro giunse dal siciliano Stanislao Cannizzaro nel 1860, il quale fece i seguenti due postulati: “Una molecola è la quantità più piccola di una sostanza che ne conserva tutte le caratteristiche ed è formata da atomi legati fra loro.” “Sostanze fondamentali possono essere costituite da atomi uguali, legati insieme a formare una molecola.” Inoltre: Si era aperta definitivamente la strada per il calcolo delle masse relative degli atomi

S. Cannizzaro: le masse relative Se, alla stessa temperatura e pressione, uguali numeri di molecole di gas diversi, occupano la stessa quantità di volume, allora la differenza in peso esistente tra gas diversi che occupano uguali quantità di volume, rappresenta la proporzione reale esistente tra le masse specifiche delle molecole di questi due gas - Assunto come 1 unità la massa dell’atomo di H; - accettata come 2 unità la massa della molecola H2; - tutti gli altri gas potevano essere considerati come multipli di 1 unità H2 O2

La formulazione di una reazione chimica Ancora oggi, qualunque reazione viene scritta sulla base del principio di Lavoisier della conservazione della massa Pertanto: a sinistra e a destra di una reazione, gli atomi uguali che compaiono devono essere sempre in egual numero calcolando le masse dei composti di partenza (reagenti), la loro somma deve essere uguale alla somma delle masse dei composti prodotti dalla reazione (prodotti) Ad es. nella seguente reazione di salificazione del magnesio: Mg + H3PO4  Mg3(PO4)2 + H2 3Mg + 2H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3H2 72,9 g + 222,2 g = 289,1 g 6 g L’operazione di bilanciamento stechiometrico si esegue appunto per soddisfare questa legge ponderale:

I rapporti stechiometrici Per qualunque reazione stechiometricamente bilanciata è possibile conoscere le masse minime di composti che possono far avvenire la reazione. È sufficiente calcolare quante moli corrispondono ad una certa quantità in grammi di un composto, e ricavare proporzionalmente le moli degli altri reagenti. Es. Quanto Mg mi serve per produrre 10 litri di idrogeno a condizioni normali? 3Mg + 2H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3H2 PV 1 atm x 10 litri moli H2 = —— = ———————— = 0,41 moli RT 0,0821 x 298 K Se 3 moli di H2 vengono prodotte da 3 moli di Mg, allora 0,41 moli di H2 richiedono 0,41 moli di Mg. 1 mole di Mg pesa 24,3 g, quindi 0,41 moli sono 9,96 g di sostanza