Capitolo 4 Le principali classi di reazioni chimiche.

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1 Capitolo 4 Le principali classi di reazioni chimiche

2 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

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

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

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

6 Figure 4.4 Il protone idratato

7 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.

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

9 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)

10 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.

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

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

15 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)

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

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

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

20 Figura 4.13 Una titolazione redox

21 Figura 4.14 Combinazione di elementi per formare un composto ionico

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

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

24 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)

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

26 Figura 4.19 La serie di attività dei metalli.

27 Figura 4.20 Lo stato di equilibrio