2. LE REAZIONI CHIMICHE.

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1 2. LE REAZIONI CHIMICHE

2 Le reazioni chimiche Che fenomeni osservi in questa immagine?
Ebollizione dell’acqua Combustione del gas metano TRASFORMAZIONE FISICA TRASFORMAZIONE CHIMICA TRASFORMAZIONE FISICA: è un processo in cui le sostanze presenti non alterano la composizione delle loro particelle, quindi non variano la loro natura (es: passaggi di stato). Le proprietà chimiche non mutano anche quando la sostanza si presenta in stati fisici differenti. TRASFORMAZIONE (o REAZIONE) CHIMICA: è un processo in cui le sostanze presenti variano la loro composizione chimica e si trasformano in sostanze diverse, che hanno proprietà chimiche differenti rispetto a quelle da cui derivano (es: combustione). Trasformazioni fisiche: trasformazioni reversibili in cui non si ha formazione di nuove sostanze.

3 Le reazioni chimiche Le sostanze presenti all'inizio di una reazione chimica sono dette reagenti, mentre le sostanze che si ottengono al termine del processo sono chiamate prodotti. Ogni reazione viene rappresentata graficamente attraverso una equazione chimica che nell’esempio della combustione viene scritta in questo modo: La freccia indica la direzione in cui procede la trasformazione; a sinistra vengono scritte le sostan-ze reagenti e a destra le sostanze prodotte. REAGENTI PRODOTTI I fenomeni che si verificano più comunemente durante una reazione chimica sono la scomparsa o la formazione di un solido, il cambiamento di colore e/o dell'aspetto fisico, la formazione di gas, lo sviluppo di calore, l'emissione di luce.

4 Le reazioni chimiche H2O  O2 + H2
Un'equazione chimica (di reazione) descrive le reazioni indicando i rapporti numerici tra le particelle dei reagenti e dei prodotti, rappresentate mediante le rispettive formule. Coefficiente stechiometrico: n. di molecole. Indice: n. di atomi di una certa specie chimica presenti in un composto. Stato fisico della sostanza. H2O  O H2 L’equazione non è bilanciata! (l) (g) (g) In una reazione chimica non si verifica la perdita o la formazione di atomi (gli atomi rimangono gli stessi, ma si combinano solo in modo diverso), perciò viene rispettata la… Legge di conservazione della massa: il numero di atomi di ogni specie chimica presente nei reagenti deve essere uguale al numero di atomi per quella specie chimica presente nei prodotti.

5 Le reazioni chimiche Questa equazione rispetta la legge di conservazione della massa? v ✓ Un’equazione si bilancia modificandone i coefficienti stechiometrici (non gli indici di formula!) I coefficienti stechiometrici sono numeri interi che vengono posti davanti alle formule e indicano il numero minimo di particelle che partecipano alla reazione. Vengono scelti in modo che l'equazione chimica rispetti la legge di conservazione della massa. Il coefficiente 1 si omette. Devono avere i minori valori possibili. Si calcolano prima quelli degli atomi dei metalli, dei non metalli e poi dell’idrogeno e dell’ossigeno.

6 Le reazioni chimiche ESERCIZIO:
1) Scrivi un’equazione bilanciata per la produzione di ossido rameico a partire da rame e ossigeno. 2 Cu + O2  2 CuO 2) Scrivi un’equazione bilanciata per la produzione di acido cloridrico a partire da idrogeno e cloro. H2 + Cl2  2 HCl 3) Bilancia le seguenti reazioni chimiche. 2 H2O2  2 H2O + O2 H2O2  H2O + O2 2 Al(OH)3 + 3 H2SO3  Al2(SO3)3 + 6 H2O Al(OH)3 + H2SO3  Al2(SO3)3 + H2O Mg + HCl  H2 + MgCl2 Mg + 2 HCl  H2 + MgCl2 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2  Ca3(PO4)2 + 6 H2O H3PO4 + Ca(OH)2  Ca3(PO4)2 + H2O 2 Al2O3  4 Al + 3 O2 Al2O3  Al + O2 BaCl2 + K2SO4  BaSO4 + KCl BaCl2 + K2SO4  BaSO4 + 2 KCl Li2SO4 + K3PO4 → Li3PO4 + K2SO4 3 Li2SO4 + 2 K3PO4 → 2 Li3PO4 + 3 K2SO4 Na + H2O  NaOH + H2 2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2

7 Tipi di reazioni chimiche
Le reazioni possono essere classificate in base a come gli atomi o i gruppi atomici dei reagenti si riaggregano fra di loro nei prodotti. 1 2 1 2 3 4 3 4

8 Tipi di reazioni chimiche
Reazioni di sintesi: due elementi o composti si combinano per formare un composto. L’equazione generale per una reazione di sintesi è: A + B  AB (metallo del I o II gruppo) (metallo del I o II gruppo) OSSIDA-ZIONE Combustione: non metallo/metallo + ossigeno  … + calore Corrosione: metallo (eccetto metalli nobili) + ossigeno  … In un’ossidazione il numero di ossidazione dell’elemento (metallo o non metallo) e dell’ossigeno si modifica.

9 Tipi di reazioni chimiche
Reazioni di decomposizione: fornendo calore (o in presenza di un catalizzatore) un composto si scinde in due elementi o composti. L’equazione generale per una reazione di sintesi è: AB  A + B Il bicarbonato di sodio, in presenza di acqua, si decompone anche a temperatura ambiente e produce CO2 (bollicine). Il carbonato di calcio si decompone originando ossido di calcio, o calce viva (calcinazione).

10 Tipi di reazioni chimiche
Reazioni di scambio semplice: un elemento libero sposta un elemento meno reattivo di un composto. L’elemento spostato diviene libero. Cambia il n. di ossidazione. L’equazione generale per una reazione di sintesi è: A + BC  B + AC Possono sostituire H di H2O e degli acidi (es. HCl). Ba, K, Possono sostituire H degli acidi ma non di H2O. È necessario che l’elemento libero sia più reattivo di quello che viene spostato (vedi serie di reattività degli elementi). Alcune reazioni di spostamento dell’H di H2O da parte di metalli procedono ad alte temperature o quando il metallo non è ossidato.

11 (rimangono inalterati)
Tipi di reazioni chimiche Spostamento di uno ione metallico o non metallico dalle soluzioni dei loro sali. I sali in acqua si dissociano in ioni perciò si ricorre all’equazione ionica (bilanciamento cariche). Spostamento ioni metallici ESEMPIO: Zn in CuSO4 Zn(s) + Cu2+(aq) + SO42–(aq)  Cu(s) + Zn2+(aq) + SO42–(aq) Zn(s) + Cu2+(aq)  Cu(s) + Zn2+(aq) Equazione ionica netta Ioni spettatori (rimangono inalterati) Quando un metallo più reattivo (Zn) ne sposta un altro (Cu) da un suo sale (CuSO4), gli atomi del metallo più reattivo si trasformano in ioni postivi (Zn2+), mentre gli ioni positivi presenti inizialmente (Cu2+) diventano atomi neutri. Spostamento ioni non metallici I Br Cl F ESEMPIO: Cl2 in NaBr REATTIVITA’ Cl2(g) + 2Na+(aq) + 2Br–(aq)  Br2(l) + 2Na+(aq) + 2Cl–(aq) Cl2(g) + 2Br–(aq)  Br2(l) + 2Cl–(aq) Ioni spettatori Equazione ionica netta Quando un non metallo più reattivo (Cl) ne sposta un altro (Br) da un suo sale (NaBr), gli atomi del non metallo più reattivo si trasformano in ioni postivi (Cl-), mentre gli ioni positivi presenti inizialmente (Br-) diventano atomi neutri.

12 Tipi di reazioni chimiche
Reazioni di doppio scambio: due composti si scambiano i loro elementi. L’equazione generale per una reazione di sintesi è: AB + CD  AD + CB 1 2 3 1 Si può verificare la presenza di carbonato di calcio (CaCO3) in una roccia calcarea o nel guscio di un uovo impiegando acido cloridrico (HCl). La reazione libera cloruro di calcio (CaCl2) e acido carbonico (H2CO3) che si decompone in anidride carbonica (CO2) e acqua.

13 Tipi di reazioni chimiche
2 Reazioni di neutralizzazione In una reazione fra un acido e una base si forma acqua perché l’aggiunta di una base neutralizza, con gli ioni OH–, l’acidità della soluzione, dovuta alla presenza degli ioni H+ dell’acido. ESEMPIO: HCl in NaOH Na+(aq) + OH–(aq) + H+(aq) + Cl–(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl–(aq) OH–(aq) + H+(aq)  H2O(l) Equazione ionica netta Ioni spettatori Quando si verifica una reazione di neutralizzazione? OSSIDI ACIDI (ANIDRIDI) + OSSIDI BASICI  (in questo caso non si forma acqua) OSSIDI ACIDI (ANIDRIDI) + IDROSSIDI SO3 + NaOH  Na2SO4 + H2O OSSIACIDI + OSSIDI BASICI HNO3 + NiO  Ni(NO3)2 + H2O OSSIACIDI + IDROSSIDI H2SO4 + Al(OH)3  Al2(SO4)3 + H2O IDRACIDI + OSSIDI BASICI H2S + K2O  K2S + H2O IDRACIDI + IDROSSIDI HI + Cu(OH)2  CuI2 + H2O

14 Tipi di reazioni chimiche
3 Reazioni di precipitazione N.b. non tutti i composti ionici sono solubili in acqua! In una reazione tra due composti ionici (es. sali) solubili in acqua, il doppio scambio dei loro ioni può portare alla formazione di nuovi composti ionici di cui uno poco solubile o del tutto insolubile in acqua, che forma una fase solida colorata che precipita sul fondo. ESEMPIO: FeSO4(aq) + 2NaOH(aq)  Fe(OH)2(s) + Na2SO4(aq) Fe2+(aq) + SO42–(aq) + 2Na+(aq) + 2OH–(aq)  Fe(OH)2(s) + SO42–(aq) + 2Na+(aq) Ioni spettatori Fe2+(aq) + 2OH–(aq)  Fe(OH)2(s) Equazione ionica netta Si possono formare precipitati anche da una reazione tra un sale solubile e un acido: ESEMPIO: BaCl + H2SO4  BaSO4 (forma un precipitato bianco cristallino) + 2HCl Come facciamo a sapere quando otteniamo un precipitato?

15 Tipi di reazioni chimiche
3 Reazioni di precipitazione Per sapere se un composto è solubile in acqua possiamo ricorrere alla seguente tabella.

16 I calcoli stechiometrici
La stechiometria si occupa delle relazioni quantitative fra le sostanze reagenti e i prodotti. Si parte da un’equazione chimica bilanciata… 3 H2 + 1 N2  2 NH3 H2 + N2  NH3 I coefficienti stechiometrici indicano il rapporto con cui si combinano i reagenti e si formano i prodotti. 3 H2 1 N2 2 NH3 Rapporti 3 molecole 1 molecola 2 molecole 3 : 1 : 2 3 mol 1 mol 2 mol 3 H2 1 N2 2 NH3 Rapporti 3 molecole 1 molecola 2 molecole 3 : 1 : 2 3 H2 1 N2 2 NH3 Rapporti 3 molecole 1 molecola 2 molecole 3 : 1 : 2 3 mol 1 mol 2 mol 2 g/mol 28 g/mol 17 g/mol - 3 H2 1 N2 2 NH3 Rapporti 3 molecole 1 molecola 2 molecole 3 : 1 : 2 3 mol 1 mol 2 mol 2 g/mol 28 g/mol 17 g/mol - 6,06 g 28,02 g 34,06 g 1: 4,6 : 5,6 LIVELLO MICROSCOPICO N. PARTICELLE x 6, LIVELLO MACROSCOPICO MOLI MASSA MOLARE x M LIVELLO MACROSCOPICO + = MASSA Osserva come si conservi non solo il numero di particelle, ma pure la massa.

17 Reagente limitante e reagente in eccesso
I coefficienti stechiometrici di un’equazione chimica specificano i rapporti di combinazione fra reagenti e prodotti. Due, con qualche avanzo… pane ingrediente in difetto cheddar pomodoro bistecca ingrediente in eccesso 4 x pane 5 x cheddar 3 x pomodoro 4 x bistecca Quanti hamburger si possono preparare? Hamburger: 2 pane 1 bistecca 2 cheddar 1 pomodoro Consideriamo l’equazione bilanciata: 2H2 + O2  2H2O Cosa succede se aggiungiamo 1 mol di H2? 3H2 + O2  2H2O + H2 La quantità di idrogeno utilizzata è in eccesso.

18 Reagente limitante e reagente in eccesso
È presente quindi una quantità di idrogeno in più (reagente in eccesso) che non reagisce e la formazione del prodotto si arresta nel momento in cui si esaurisce l’ossigeno (reagente in difetto). Il reagente in difetto o reagente limitante è il reagente che si esaurisce per primo durante una reazione chimica e che limita la quantità di prodotto da essa ottenibile. La quantità di prodotto dipende quindi dalla quantità di reagente limitante. Come si fa a capire qual è il reagente limitante? 4 Li(s) + 1 O2(g)  2 Li2O(s) Li(s) O2(g)  Li2O(s) 21 g g  ... n(Li) = 21 g : 7 g/mol = 3 mol n(O2) = 32 g : 32 g/mol = 1 mol Calcolo quanto prodotto si otterrebbe se ciascuno dei reagenti si trasformasse completamente. A) 4 mol Li : 2 mol Li2O = 3 mol Li : x mol Li2O n(LiO2) = 1,5 mol Litio  reagente limitante B) 1 mol O2 : 2 mol Li2O = 1 mol O2 : x mol Li2O n(LiO2) = 2 mol Il reagente limitante è quello che conduce alla formazione della minore quantità di prodotto.

19 Reagente limitante e reagente in eccesso
Quindi… 4 Li(s) + 1 O2(g)  2 Li2O(s) 3 mol + 1 mol  1,5 mol Avanzano però delle moli di O2 che non reagiscono Quante moli di ossigeno reagiscono con il litio? 4 mol Li : 1 mol O2 = 3 mol Li : x mol O2 n(O2) = 0,75 mol Se 0,75 mol reagiscono, allora di 1 mol iniziale di ossigeno ne rimangono 0,25 mol. 4 Li 1 O2 2 Li2O Moli iniziali 3 1 Variazione - 3 - 0,75 + 1,5 Moli finali 0,25 1,5 Quanti grammi di ossigeno non reagiscono? m(O2) in eccesso = n(O2) in eccesso x M = 0,25 mol x 32 g/mol = 8 g

20 Resa di una reazione A + B AB H2 + N2 NH3
Nella maggior parte delle reazioni si ottiene una quantità di prodotti inferiore a quella teorica perché… … sono reazioni incomplete: I prodotti che man mano si formano nella reazione in parte reagiscono fra di loro per ridare i reagenti di partenza (reazione inversa). Sono quindi reazioni reversibili, cioè possono avvenire in entrambi i sensi contemporaneamente. A + B AB H2 + N NH3 … avvengono reazioni secondarie o consecutive: I reagenti e/o i prodotti della reazione sono coinvolti in altre reazioni che competono con la reazione principale. Si ottengono quindi sottoprodotti.

21 Resa di una reazione A + B  C A + B  D C  F A + B  E A + C  G
Reazioni secondarie Reazioni consecutive reazione principale A + B  E A + C  G … avvengono perdite di prodotto nelle manipolazioni: Le operazioni pratiche che si eseguono possono ridurre la quantità dei prodotti: Prodotto residuo incrostato Prodotto disciolto in solvente Prodotto intrappolato in filtri o altra strumentazione Errori manuali e disattenzione In tutti questi casi la resa effettiva (RE) < resa teorica (RT) La resa teorica (RT) di un prodotto è la quantità massima di quel prodotto che può essere ottenuta da una certa massa di reagente in base alla stechiometria della reazione. 𝑅𝑃= 𝑅𝐸 𝑅𝑇 ∙100 La resa percentuale (RP) si definisce come… Se RE < RT  RP < 100%

22 Esercizi sulle reazioni chimiche
AgClO4 + KCl  AgCl + KClO4 DS Ag Esercizi sulle reazioni chimiche Stabilisci il tipo della reazione e poi completala coi prodotti. 1) Mg + PbI2  MgI2 + Pb SS 2) BaO + H2O  Ba(OH)2 S 3) La + H2O  H2 + La(OH)2 SS 4) Al + NiO  Al2O3 + Ni SS 5) BaCl2 + Na2SO4  NaCl + BaSO4 DS 6) HgO  Hg + O2 D 7) CuCO3  CuO + CO2 D 8) KOH + H2SO4  K2SO4 + H2O DS 9) H2 + F2  HF S 10) Cu + HCl  nessuna reazione SS 11) CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O DS 12) Na2SO3 + HCl  NaCl2 + SO2 + H2O DS