Una reazione chimica viene descritta per mezzo di FORMULE ed EQUAZIONI

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1 Una reazione chimica viene descritta per mezzo di FORMULE ed EQUAZIONI
LE REAZIONI CHIMICHE Una reazione chimica viene descritta per mezzo di FORMULE ed EQUAZIONI

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4 IMPORTANZA DEI COEFFICIENTI STECHIOMETRICI
I coefficienti stechiometrici vengono inseriti per assicurare che in una reazione chimica tra reagenti e prodotti compaia lo stesso numero di atomi di ciascun elemento perché Una reazione chimica non può creare né distruggere atomi ma solo trasformare una specie chimica in un’altra Informazioni qualitative: tipo di atomi di una sostanza chimica Informazioni quantitative: numero di atomi di una sostanza chimica

5 Consideriamo le reazioni che avvengono in maniera QUANTITATIVA, cioè reazioni spostate completamente verso destra o irreversibili. Vengono indicate con una sola freccia ( ) rivolta da sinistra a destra, cioè dai reagenti ai prodotti

6 Reazioni acido-base

7 Reazioni di ossido-riduzione:
TIPI DI REAZIONI Reazioni acido-base: ogni elemento presenta nei prodotti lo stesso stato di ossidazione che ha nei reagenti Reazioni di ossido-riduzione: alcuni elementi presentano nei prodotti uno stato di ossidazione diverso da quello che hanno nei reagenti In genere in una equazione chimica vengono riportate solamente le formule chimiche delle specie che effettivamente partecipano alla reazione

8 REAZIONI ACIDO-BASE Definizione di Arrhenius
Definizione di Bronsted-Lowry Definizione di Lewis

9 Definizione di Arrhenius:
una specie chimica è un acido se in soluzione acquosa si dissocia liberando uno o più ioni idrogeno H+ (acido mono- o poliprotico). HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4 … una specie chimica è una base se in soluzione acquosa si dissocia liberando uno o più ioni ossidrile OH- (mono o poliossidrilica). NaOH, Ba(OH)2, Al(OH)3 … Lo ione H+ è estremamente reattivo quindi in acqua forma un legame dativo con un doppietto elettronico presente sull’ossigeno dando lo ione ossonio H3O+:

10 Cartina al tornasole (colorante naturale estratto dai licheni)
Gli acidi e le basi vengono riconosciuti per il loro effetto sul colore di certi coloranti, detti indicatori: gli acidi in soluzione acquosa fanno virare il colore al rosso le basi in soluzione acquosa fanno virare il colore al blu

11 Elettroliti forti: completamente dissociati
acido, base e sali che in soluzione acquosa si dissociano liberando ioni Elettroliti forti: completamente dissociati Es: Sali (NaCl, Na2CO3, KNO3,…), basi (Ba(OH)2, NaOH, KOH,…), acidi (HClO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI) Elettroliti deboli: parzialmente dissociati Es: Sali (HgCl2), basi (NH3,…), acidi ( H2SO3, H2CO3, ..)

12 Definizione di Bronsted-Lowry
Limite della definizione di Arrhenius: un composto può essere definito acido o base solo in acqua un acido deve possedere almeno un atomo di (H) una base deve possedere almeno un ossidrile (gruppo OH) Definizione di Bronsted-Lowry Un acido è una specie che in una reazione dona un protone a un’altra (donatore di protoni) La base è la specie che, nella stessa reazione, accetta il protone (accettore di protoni) Protone: specie H+

13 L’acido deve avere almeno un protone.
La reazione chimica viene rappresentata come: HX B X HB+ : Base 2 Acido 2 Acido 1 Base 1 L’acido deve avere almeno un protone. La base per potere accettare il protone ceduto dall’acido deve possedere almeno un doppietto elettronico solitario in un orbitale di bassa energia da sovrapporre all’orbitale 1s vuoto dell’idrogeno per formare un legame dativo Protone: specie H+

14 Esempi Acido: HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) Base: Acido forte
H3O+(aq) OH-(aq) H2O(l) NH3(aq) H2O(l) NH4+(aq) OH-(aq) Acido forte Base debole

15 Acido di Lewis: accetta un doppietto di elettroni
Definizione di Lewis Le proprietà acide o basiche di un composto sono legate alla capacità di accettare o donare un doppietto di elettroni Acido di Lewis: accetta un doppietto di elettroni Base di Lewis: dona un doppietto di elettroni

16 Anche il Be presenta comportamento anfotero
Basi: ossidi ed idrossidi dei metalli alcalini e dei metalli alcalino-terrosi ed in generale degli elementi metallici (CaO, Na2O, ..) Acidi: ossidi degli elementi non metallici, che reagendo con l’H2O formano gli acidi (CO2, SO3, ..)

17 Al2O3(s) + 6HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3H2O(l)
Sostanza anfotera: sostanza che reagisce sia con acidi che con le basi ( ossidi di Al, Zn, Pb, Sn, In, Sb) Al2O3(s) HCl(aq) AlCl3(aq) H2O(l) Al(OH)3(s) NaOH(aq) Na[Al(OH)4](aq) Alluminato di sodio

18 Reazione chimica: ridisposizione di atomi
Esempi di reazioni chimiche: idrogeno ossigeno acqua 2 H2(g) O2(g) H2O(l) reazione di sintesi carbonato di calcio ossido di calcio + biossido di carbonio CaCO3(s) CaO(s) CO2(g) reazione di decomposizione termica acido cloridrico idrossido di sodio cloruro di sodio acqua HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) reazione di neutralizzazione (formazione di Sali) Reazione chimica: ridisposizione di atomi (L’anione del sale viene dall’acido mentre il catione viene dalla base)

19 Pigmento giallo usato nella vernice per le strisce sulle strade
Nitrato di argento cloruro di sodio cloruro di argento nitrato di sodio AgNO3(aq) NaCl(aq) AgCl(s) NaNO3(aq) reazione di precipitazione Si forma un prodotto solido per miscelazione di due soluzioni elettrolitiche Nitrato di piombo Cromato di potassio Cromato di piombo Nitrato di potassio Pb(NO3)2(aq) K2CrO4(aq) PbCrO4(s) KNO3(aq) Pigmento giallo usato nella vernice per le strisce sulle strade La precipitazione del solido insolubile è la forza motrice della reazione stessa. (Regole di solubilità)

20 Metano + Ossigeno Biossido di carbonio + Acqua
CH4(g) O2(g) CO2(g) H2O(g) Reazione di combustione Butano Ossigeno Biossido di carbonio Acqua C4H10(g) /2 O2(g) CO2(g) H2O(g) Oppure, per eliminare il coefficiente stechiometrico frazionario, si moltiplica tutto per 2: 2 C4H10(g) O2(g) CO2(g) H2O(g)

21 Esempi di reazioni acido-base
SiO H2O H2SiO3 triossosilicato(IV) di diidrogeno SiO H2O H4SiO4 tetraossosilicato(IV) di tetraidrogeno P4O H2O H3PO4 tetraossofosfato(V) di triidrogeno P4O H2O HPO3 triossofosfato(V) di idrogeno P4O H2O H4P2O7 eptaossofosfato(V) di tetraidrogeno Fe2O H2O Fe(OH)3 Idrossido di Ferro(III)

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23 Regole per il bilanciamento di reazioni acido-base
bilanciare prima gli atomi di metallo e di non metallo nelle formule con il maggior numero di atomi bilanciare per ultimi gli elementi (quasi sempre idrogeno ed ossigeno) presenti in più formule se si ottengono numeri frazionari, eliminarli moltiplicando tutti i coefficienti per un opportuno fattore

24 Esempi 3 2 6 6 2 3 3 3 Ca(OH)2(aq) + H3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + H2O(l)
l’ossigeno è bilanciato Al2O3(s) HClO4(aq) Al(ClO4)3(aq) H2O(l) 6 2 3 l’ossigeno è bilanciato As2S3(s) H2SO4(aq) As2(SO4)3(aq) H2S(g) 3 3 l’idrogeno e l’ossigeno sono già bilanciati

25 Due o più reagenti le cui quantità stanno tra di loro in un rapporto uguale a quello espresso dai loro coefficienti sono in RAPPORTO STECHIOMETRICO

26 se la reazione è completamente spostata verso destra, i reagenti reagiscono completamente, e alla fine sono presenti solo i prodotti: i calcoli stechiometrici vengono impostati considerando le moli di uno qualunque dei reagenti. se le quantità dei reagenti sono in un rapporto diverso da quello dei coefficienti stechiometrici, cioè uno è in eccesso e uno è in difetto, i calcoli stechiometrici vengono impostati considerando il reagente in difetto. Nel sistema finale saranno presenti i prodotti e il reagente in eccesso.

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30 C5H12(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)
8 6 5 d = g/ml , g = d  ml =  2500 = n = g /PM(g/mol) =  103 / =  103 1 : 5 =  103 : x (nCO2) da cui nCO2 =  5 =  103 g = n  PM =  =

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32 Bilanciare le seguenti reazioni acido-base: