Reazioni chimiche.

Presentazione sul tema: "Reazioni chimiche."— Transcript della presentazione:

1 Reazioni chimiche

2 Reazioni chimiche C + O2 CO2
Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione L’equazione chimica è una rappresentazione simbolica della trasformazione chimica reale, ed è basata su dati sperimentali!!!! Deve quindi rappresentare il piu’ fedelmente possibile il processo come avviene nella realtà C + O2 CO2

3 Esempio C + O2 CO2 2C + O2 2CO In eccesso di ossigeno
In difetto di ossigeno Entrambe possono accadere

4 Esempio Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 avviene Cu + H2SO4 CuSO4 + H2
Esempi: reazioni di attacco acido di un metallo in solvente H2O Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 avviene Cu + H2SO4 CuSO4 + H2 NON avviene Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O avviene Cu + SO H+ Cu2+ + SO2 + 2H2O formalismo corretto

5 Rappresenta un processo che avviene nella realtà
Reazioni chimiche Una reazione NON è una semplice permutazione di atomi, ma presuppone rottura e/o formazione di legami chimici Rappresenta un processo che avviene nella realtà Una reazione puo’ anche essere scritta e bilanciata correttamente ma riflettere un processo che NON avviene Bisogna conoscere la chimica per scrivere correttamente una reazione!

6 Formalismo Le sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolari Es: Zn, S8, CO2 NH3 etc… Quando le reazioni avvengono in soluzione, le sostanze devono essere scritte in funzione delle specie effettivamente presenti in soluzione Es: base, acido, o sale, le sostanze insolubili in acqua si scrivono con la formula della sostanza pura . Solo le specie che prendono parte ad una reazione devono essere scritte. Es di precipitazione Fe OH- -> Fe(OH)3

7 Bilanciamento di una reazione
La materia non puo’ né crearsi ne distruggersi. Il numero di atomi di ciascun elemento deve essere uguale a sin. e a dx. Anche le cariche delle specie reagenti e prodotti in una reazione chimica non possono né crearsi ne distruggersi. La carica complessiva presente a sinistra deve essere uguale a quella di destra

8 Alcune reazioni - Reazioni acido-base - Reazione di complessazione
Consideriamo diverse classi di reazioni, quali - Reazioni acido-base - Reazione di complessazione - Reazioni di precipitazione - Reazione di ossido-riduzione

9 Reazioni acido-base Trasferimento di un protone da una specie (acido) ad un’altra (base) (modello di Broensted) Il bilanciamento è intuitivo e semplice CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+ HCl + NH3 Cl- + NH4+ Cosa accade quando ho in soluzione HCl e NaOH? Mg(OH)2 + H+ Mg2+ + H2O Mg(OH)2 + 2H+ Mg H2O

10 Reazioni di complessazione
In una reazione di complessazione i leganti coordinano l’atomo centrale Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH3 ad un sale solubile di Ni……. Ni NH3 -> Ni(NH3)62+

11 Reazioni di precipitazione
Una reazione che dà luogo ad un composto insolubile che si separa dalla soluzione Es: acido-base con un sale insolubile, solfuri…. 2Ag+ + H2S -> Ag2S + 2H+ Es. AgNO3 + NaI -> I composti insolubili si scrivono come formula minima NON come specie ioniche. Es. NaCl, BaSO4 in soluzione..?

12 Solubilità

13 Reazioni di ossido-riduzione

14 Reazioni di ossido-riduzione
Reazioni in cui due atomi dei reagenti cambiano il numero di ossidazione. OSSIDARSI significa perdere elettroni RIDURSI significa acquistare elettroni Quando un atomo si ossida, gli elettroni ceduti non possono rimanere in forma libera, ma devono essere acquistati da un altro atomo che cosi’ facendo si riduce. Il numero totale di elettroni ceduti da una specie deve essere uguale al numero totale di elettroni acquistati dall’altra specie

15 Reazione di ossido-riduzione
Reazione in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione: C + O2  CO2 C: da 0 a +4 O: da 0 a -2

16 Ossidanti e riducenti La sostanza che acquista elettroni (O) si riduce, ed è detta ossidante. Provoca l’ossidazione di un’altra sostanza La sostanza che perde elettroni (C) si ossida, ed è detta riducente. Provoca la riduzione di un’altra sostanza

17 Bilanciamento La differenza tra una reazione di ossido riduzione ed una qualsiasi altra reazione è che non solo le masse e le cariche dovranno essere bilanciate, ma anche il numero degli elettroni ceduto nella ossidazione deve essere uguale a quello acquisito nella riduzione

18 Come procedere? 2MnO4- + H2O2 + 6H+  2Mn2+ + 3O2 + 4H2O

19 Semi-reazioni Si possono scrivere separatamente la reazione di acquisto di elettroni e quella di perdita di elettroni. Ad esempio la reazione: Zn + 2H+  Zn2+ + H2 Può essere scomposta in: Zn  Zn2+ + 2e- (semireazione di ossidazione) 2H+ + 2e-  H2 (semireazione di riduzione) Ciascuna semireazione è bilanciata quando il numero degli atomi e la carica totale sono gli stessi a destra e sinistra.

20 Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione
1.Scrivere le specie che effettivamente prendono parte alla reazione 2. Scrivere i n. di ossidazione di tutte le specie in gioco 3. Individuare quali atomi si ossidano e quali si riducono

21 Criteri per il bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione
4.Bilanciare gli elettroni Calcola in minimo comune multiplo e bilancia i coefficienti degli atomi coinvolti nello scambio di elettroni 5. Bilanciare le cariche Aggiungere H+ oppure OH- a sin. o a dx., considerando l’ambiente di reazione 6. Bilanciare gli atomi di idrogeno ed ossigeno Aggiungendo a sn o a dx H2O 7. Verificare che tutte le masse siano bilanciate

22 Esempi di bilanciamento
Data i reagenti e i prodotti della seguente reazione redox: MnO4- + Fe2+  Mn2+ + Fe3+ Perché gli e- siano bilanciati (stadio 1. del bilanciamento) bisogna moltiplicare per 5 i coeff. stechiometrici del Fe2+ e Fe3+: MnO4- + 5Fe2+  Mn2+ + 5Fe3+ -1e- x 5 +7 +5e-

23 Bilanciamento cariche: ci sono 9 cariche + a sinistra e 17 + a destra.
Si potrebbero aggiungere OH- a destra o H+ a sinistra. La scelta dipende dall’ambiente in cui la reazione avviene. In questo caso l’ambiente è acido, quindi: MnO4- + 5Fe2+ +8 H+  Mn2+ + 5Fe3+

24 Bilanciamento atomi: occorre aggiungere molecole di acqua
MnO4- + 5Fe2+ +8 H+  Mn2+ + 5Fe H2O

25 Altro esempio di bilanciamento: Cr2O72- + 2I-  I2 + 2Cr3+
Cr2O I-  3I2 + 2Cr3+ e- bilanciati Cr2O I- + 14H+ 3I2 + 2Cr3+ cariche bilanciate Cr2O I- + 14H+  3I2 + 2Cr H2O atomi bilanciati -1e- x 2 = -2e- x 3 = -6 e- +6 +3e- x 2 = +6e-

26 Ossidanti e Riducenti MnO4- Cr2O7-2 NO3 – Na, LiH, I-, H2S
Sono potenziali ossidanti tutte quelle molecole dove un elemento possiede un numero di ossidazione superiore a quello minimo consentito. Sono potenziali riducenti tutte quelle sostanze in cui un elemento ha il numero di ossidazione minore di quello massimo consentito MnO4- Cr2O7-2 NO3 – Na, LiH, I-, H2S

27 Esempi N2O4 +2N2H4  3 N2 + 4H2O Ma se reagisce con H2:
N2H4 + H2  2 NH3

28 Dismutazione Esempi: MnO42- Cl2+ OH- -> Cl- + ClO- +2H+
Alcuni composti hanno la tendenza a decomporsi anche in assenza di altri reagenti. In tale caso essi fungono contemporaneamente da ossidanti e da riducenti Esempi: MnO42- Cl2+ OH- -> Cl- + ClO- +2H+ H2O2 -> H2O + 1/2O2

29 Reazione di dismutazione
Quando in una reazione uno stessa specie si ossida e si riduce. Es. MnO42- + MnO42-  MnO4- + MnO2 3MnO H+  2MnO4- + MnO2 +2H2O +2e- +6 +6 +7 +4 -1e-

30 Esempi Fe2+ + NO3- + H+ -> Fe3+ + NO Cu + H2SO4 - > Cu2+ + SO2
Cr(OH)4- + H2O2 -> CrO42- + H2O Na + H2O -> Na+ + H2 + OH-