2 H 2 + O 2 2 H 2 O 2 Na + 2 H 2 O 2 Na + + H OH

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1 Le equazioni chimiche devono essere BILANCIATE, cioè devono indicare le quantità di sostanze che partecipano alla reazione: 1) Legge di conservazione della massa: in una reazione chimica non si creano ne distruggono atomi, il numero totale di atomi di ciascun elemento deve essere lo stesso nei due membri dell equazione (teoria atomica). 2) Legge di conservazione della carica elettrica: la carica elettrica totale deve essere uguale nei due membri dell equazione. 3) La reazione deve presentare i più piccoli coefficienti interi Coefficienti stechiometrici: indicano i rapporti molari (molecolari) con cui i reagenti reagiscono e i prodotti si formano 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 2 Na + 2 H 2 O 2 Na + + H OH

2 coefficienti stechiometrici: i rapporti molari con cui i reagenti reagiscono e i prodotti si formano 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 2 moli di H 2 1 mole di O 2 2 moli di H 2 O 4.03 g g g La massa si conserva! Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 1 mole di Zn 2 moli di HCl 1 mole di ZnCl 2 1 mole di H g 2(36.5)=73.0 g g 2.02 g g g I coefficienti stechiometrici permettono di calcolare i rapporti ponderali con cui i reagenti reagiscono e i prodotti si formano.

3 Reagente limitante Una cassetta degli attrezzi contiene 6 chiavi, 4 cacciaviti e 2 pinze. Il fornitore ha una disponibilità di 1000 chiavi, 2000 cacciaviti e 3000 pinze. Può, soddisfare un ordine per 600 cassette degli attrezzi? Quante cassette può preparare? Quale è l attrezzo in difetto?

4 Reagente limitante Quando i rapporti tra reagenti non corrispondono ai rapporti stechiometrici, è necessario assumere come base dei calcoli il reagente presente in difetto rispetto al rapporto stechiometrico (reagente limitante). 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 4 moli di H 2 2 moli di O 2 4 moli di H 2 O Reagenti in rapporto stechiometrico 4 moli di H 2 1 moli di O 2 2 moli di H 2 O 2 moli di H 2 Reagente limitante Individuare il reagente limitante nella reazione di 10,0 g di MgCl 2 con 10,0 g di Na 2 CO 3 secondo l equazione: MgCl 2 + Na 2 CO 3 MgCO 3 + 2NaCl

5 Nei calcoli stechiometrici occorre sempre trasformare la massa dei prodotti e dei reagenti in moli. Massa reagenti Massa prodotti Moli reagenti stechiometria Moli prodotti

6 Resa teorica: la quantità massima di prodotto che si può ottenere (il reagente limitante si converte al 100%) Resa sperimentale: la quantità che si ottiene sperimentalmente (generalmente minore della resa teorica) Resa percentuale = resa sperimentale resa teorica x 100 Calcolare la resa percentuale della reazione C 2 H 4 + H 2 O C 2 H 5 OH sapendo che da 100 g di C 2 H 4 si ottengono 70 g di C 2 H 5 OH. n C2H4 = m C2H4 / MM C2H4 = 100 g/28.0 g/mol = 3.57 mol n C2H5OH = m C2H5OH / MM C2H5OH = 70 g/46.0 g/mol = 1.52 mol n(teorico) C2H5OH = n C2H4 = 3.57 mol Resa %= n(teorico)/n(sperimentale)x100 = (1.52/3.57) 100 = 42.6%

7 Le reazioni si dividono in 2 grandi classi: Reazioni di ossidoriduzione (redox) Reazioni in cui si ha un trasferimento di elettroni da un elemento a un altro. Alcuni elementi cambiano numero di ossidazione. Reazioni non di ossidoriduzione Nessun elemento cambia numero di ossidazione, ma si ha soltanto scambio di atomi tra i reagenti. Combustione Sintesi Ossidoriduzione Bilanciamento per tentativi Bilanciamento con il metodo delle semireazioni Decomposizione Acido-base Precipitazione Bilanciamento per tentativi

8 Reazioni di Ossido-riduzione (redox) Reazioni di sintesi (sintesi di un composto a partire dagli elementi) (redox) Reazioni di combustione Reazioni di ossidazione (redox) Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu KMnO 4 + KNO 2 + HCl MnCl 2 + KCl + KNO 3 + H 2 O S(s) + O 2 (g) SO 2 (g) 2 Hg(l) + O 2 (g) 2 HgO(s) 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g) C 4 H O 2 4 CO H 2 O 2 Fe O 2 Fe 2 O 3 S + O 2 SO 2 Reazioni di decomposizione (un composto si spezza in più composti) 2 NaHCO 3 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O N 2 O 4 2 N 2 O Reazioni acido-base HCl + H 2 O Cl- + H 3 O + Reazioni di precipitazione (reazioni di doppio scambio) NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - BaCl Na 3 AsO 4 Ba 3 (AsO 4 ) 2 (s) + 6 NaCl(aq) Ag 2 SO 4 (aq) + Na 3 PO 4 (aq) Ag 3 PO 4 (s) + Na 2 SO 4 (aq)

9 Reazioni di precipitazione (reazioni di doppio scambio) In una reazione tra due sali solubili in acqua il doppio scambio dei loro ioni può portare alla formazione di nuovi sali di cui uno poco solubile o insolubile in acqua, che forma una fase solida colorata che precipita sul fondo: AgNO 3 + NaCl AgCl (precipita bianco) + NaNO 3 FeCl 3 + 3NH 4 OH Fe(OH) 3 (precipita rosso ruggine) + 3 NH 4 Cl FeSO 4 + 2NaOH Fe(OH) 2 (precipita verde) + Na 2 SO 4 Cu(NO 3 ) 2 + Na 2 S CuS (precipita nero) + 2NaNO 3 Pb(NO 3 ) 2 + 2KI PbI 2 (precipita giallo) + 2KNO 3

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11 Reazioni acido-base Definizione di Arrhenius: acido: sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrogeno H + HCl H + + Cl - acido monoprotico (libera più di un protone) HNO 3 H + + NO 3 - H 2 SO 4 2H + + SO 4 acido poliprotico (libera più di un protone) base: sostanza che in soluzione acquosa libera ioni idrossido OH - NaOH Na + + OH - KOH K + + OH - Mg(OH) 2 Mg OH - base poliprotica La definizione di Arrhenius è valida solo quando il solvente è H 2 O Non spiega il comportamento da acido o base in acqua dei composti che non contengono H + o OH - : CaO, CO 2, SO 2, NH 3

12 Definizione di Brönsted e Lowry acido: sostanza in grado di donare un protone ad una sostanza detta base base: sostanza in grado di accettare un protone da una sostanza detta base HF + H 2 O F - + H 3 O + Acido Base NH 3 + H 2 O NH OH - Base + Acido ione idronio ione idrossonio L acqua è un composto anfiprotico: può comportarsi da acido o da base.

13 Acido forte: deprotonazione completa (completamente dissociato) HCl acido cloridrico HClO 4 acido perclorico HBr acido bromidrico HNO 3 acido nitrico HI acido iodidrico H 2 SO 4 acido solforico (1 dissociazione) Base forte: trasferimento protonico completo LiOH NaOH KOH Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2 Acido debole: deprotonazione incompleta (dissociato in parte) CH 3 COOH HCN H 3 PO 4 acido acetico acido cianidrico acido fosforico Base debole: trasferimento protonico incompleto NH 3 ammoniaca

14 Reazione di neutralizzazione Quando una acido e una base reagiscono avviene una reazione di neutralizzazione: H + e OH - reagiscono per formare H 2 O H + (aq) + OH - (aq) H 2 O H 3 O + (aq) + OH - (aq) 2 H 2 O Se sciolgo in acqua NaOH e HCl: 1) Dissociazione: NaOH + HCl Na + (aq) + OH - (aq) + H + (aq) + Cl - (aq) 2) Reazione di neutralizzazione: H + (aq) + OH - (aq) H 2 O 3) Reazione totale somma di 1 e 2 : NaOH + HCl Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O In forma molecolare diventa NaOH + HCl H 2 O + NaCl

15 Dissociazione in soluzione in soluzione acquosa (aq): Elettroliti forti: si dissociano completamente in ioni positivi e negativi (Sali solubili, acidi forti, basi forti) Elettroliti deboli: si dissociano parzialmente (Sali poco solubili, acidi deboli e basi deboli) Non elettroliti: non si dissociano (composti organici, ossidi) Le reazioni chimiche possono avvenire tra ioni e ioni o tra ioni e molecole. Le equazioni si possono scrivere in forma molecolare o ionica: CuSO 4 + Zn(s) Cu(s) + ZnSO 4 (EQ. MOLECOLARE) Cu 2+ + SO 4 + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ + SO 4 (EQ. IONICA) Cu 2+ + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (EQ. NETTA) Si scrivono come ioni le sostanze che sono completamente dissociate Si scrivono come molecole le sostanze poco dissociate (acidi e basi deboli) e poco solubili. Per gli ioni in soluzione si può utilizzare il suffisso (aq): Zn 2+ (aq)

16 Bilanciamento delle reazioni per tentativi Valido per: reazioni non di ossidoriduzione, reazioni di sintesi, reazioni di combustione: 1. Si bilancia per primo l elemento che compare nel minimo numero di composti 2. Si bilancia per ultimo l elemento che compare nel massimo numero di composti C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O C: C 3 H 8 + O 2 3 CO 2 + H 2 O H: C 3 H 8 + O 2 3 CO H 2 O O: C 3 H O 2 3 CO H 2 O BaCl 2 + Na 3 AsO 4 Ba 3 (AsO 4 ) 2 + NaCl BaCl Na 3 AsO 4 Ba 3 (AsO 4 ) 2 + NaCl BaCl Na 3 AsO 4 Ba 3 (AsO 4 ) NaCl 3 BaCl Na 3 AsO 4 Ba 3 (AsO 4 ) NaCl

17 Reazioni di ossidoriduzione (redox) riduzione Ossidante Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu ossidazione Riducente Zn Zn e Cu e Cu semireazione di ossidazione semireazione di riduzione KCl + HNO 3 + O 2 KNO 3 + Cl 2 + H 2 O Cl - Cl 2 semireazione di ossidazione (il Cl passa n.o. da -1 a 0) O 2 H 2 O semireazione di riduzione (l O passa da n.o. 0 a -2)

18 Bilanciamento delle reazioni di ossidoriduzione Bilancio elettronico: gli elettroni scambiati nel processo di ossidazione e di riduzione devono essere in ugual numero Conservazione della carica elettrica: le cariche elettriche nei due membri devono essere uguali Conservazione della massa 1. Bilancio delle masse delle sostanze che variano numero di ossidazione 2. Bilancio degli elettroni scambiati 3. Bilancio delle cariche ioniche: si aggiungono ioni H + (H 3 O + ) in ambiente acido, e ioni OH - in ambiente basico 4. Bilancio di massa dell idrogeno: si aggiungono molecole di H 2 O 5. Controllo del numero di atomi di ossigeno nei due membri dell equazione

19 Per le reazioni che avvengono in soluzione è necessario passare dalla forma molecolare alla forma ionica: in forma ionica diventa: Fe(s) + CuSO 4 (aq) FeSO 4 (aq) + Cu(s) Fe(s) + Cu 2+ (aq) + SO 4 Fe 2+ (aq) + Cu(s) + SO 4 SEMIREAZIONE DI OSSIDAZIONE: SEMIREAZIONE DI RIDUZIONE : 0 +2 Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) Fe(s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu(s) in forma molecolare: Fe(s) + CuSO 4 (aq) FeSO 4 (aq) + Cu(s)

20 Esempio: MnO 4- (aq) + Fe 2+ (aq) Mn 2+ (aq) + Fe 3+ (aq) ambiente acido Le due semireazioni sono: MnO 4- (aq) + 5 e - Mn 2+ (aq) riduzione Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + 1 e - ossidazione 7-2=5 elettroni 3-2=1 elettrone Controlliamo il bilancio di carica. La seconda semireazione è bilanciata sia per la carica che per la massa. Il bilancio di carica per la prima, poiché siamo in ambiente acido, va effettuato con ioni H + MnO 4- (aq) + 5 e - + 8H + Mn 2+ (aq) -6+x=+2 x=8

21 Il bilancio di massa va effettuato con H 2 O MnO 4- (aq) + 5 e - + 8H + Mn 2+ (aq) + 4H 2 O A questo punto le due semireazioni vanno moltiplicate per un fattore che eguagli gli elettroni, in modo tale che quando esse vengono sommate gli elettroni si elidano: MnO 4- (aq) + 5 e - + 8H + Mn 2+ (aq) + 4H 2 O 1 Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + 1 e - 5 MnO 4- (aq)+5e - +8H + +5Fe 2+ (aq) Mn 2+ (aq)+4h 2 O+5Fe 3+ (aq)+ 5e - MnO 4- (aq)+8h + +5Fe 2+ (aq) Mn 2+ (aq)+4h 2 O+5Fe 3+ (aq)

22 Esercizio: Bilanciare la seguente reazione redox MnO 4- (aq) + SO 3 (aq) MnO 2 (s) + SO 4 (aq) sol. basica Le due semireazioni incomplete sono: MnO 4- (aq) + 3 e- MnO 2 (s) riduzione SO 3 (aq) SO 4 (aq) + 2 e - ossidazione 7-4=3 elettroni 6-4=2 elettroni MnO 4- (aq) + 3 e - MnO 2 (s) + 4 OH - SO 3 (aq) + 2OH - SO 4 (aq) + 2 e -

23 Il bilancio di massa va effettuato con H 2 O MnO 4- (aq) + 3 e - + 2H 2 OMnO 2 (s) +4 OH - SO 3 (aq) +2OH - SO 4 (aq) + 2 e - + H 2 O A questo punto le due semireazioni vanno moltiplicate per dei fattori tali che quando esse vengono sommate gli elettroni si eliminino: MnO 4- (aq) + 3 e - + 2H 2 O MnO 2 (s) +4 OH - SO 3 (aq) +2OH - SO 4 (aq) + 2 e - + H 2 O 2 3 2MnO 4- (aq) +6e - +4H 2 O+3SO 3 (aq)+6oh - 2 MnO 2 (s) +8OH - +3SO 4 (aq) +6e - +3H 2 O 2MnO 4- (aq)+ H 2 O +3SO 3 (aq) 2MnO 2 (s)+2oh - +3SO 42 (aq)

24 Esercizio: Scrivere le due semireazioni per la seguente reazione: ClO - + NO NO 3- + Cl ClO - + NO - 2 NO Cl NO - 2 NO e H + + H 2 O +1-1 ClO e H + Cl - + H 2 O ClO - + NO NO 3- + Cl -

25 Reazioni di disproporzione o dismutazione Sono una classe particolare di reazioni di ossido-riduzione in cui una stessa specie si ossida e si riduce Cu + (aq) Cu 2+ (aq) + Cu(s) +1 0 Cu + (aq) + e - Cu(s) Cu + (aq) Cu 2+ (aq) + e - riduzione ossidazione Cl 2 + H 2 O H + + Cl - + HClO 0-1 Cl 2 + 2e - 2Cl - (aq) riduzione 0 +1 Cl 2 + 2OH - 2HClO(aq)+ 2e - ossidazione

26 Bilanciare con il metodo ionico-elettronico la seguente reazione redox: As 2 O 3 (s) + Zn (s) + H 2 SO 4 (aq) AsH 3 (g) + ZnSO 4 (aq) + H 2 O (l) A reazione completa, calcolare la pressione osmotica a 20 C della soluzione di ZnSO 4 ottenuta sapendo di aver introdotto 73.5 g di H 2 SO 4 (PA: O=16.0, H=1.0, S=32.0), As 2 O 3 e Zn in eccesso, e che il volume di soluzione alla fine della reazione è 500 ml. As 2 O 3 (s) + Zn(s) + H + (aq) + 2 SO 4 AsH 3 (g) + Zn 2+ (aq) +2 SO 4 + H 2 O(l) +3-3 As 2 O 3 (s) + 12 e H + 2AsH 3 (g) + 3 H 2 O(l) Zn(s) Zn e - x 6 As 2 O 3 (s) + 6Zn(s) + 6H 2 SO 4 (aq) 2AsH 3 (g) + 6ZnSO 4 (aq) + H 2 O(l) 73.5 g /98 g/mol = 0.75 mol H2SO mol / L = 1.5 M in ZnSO 4 dissociato in Zn 2+ e SO4 P = M i RT = M i RT = 2 M RT = 2*1.5 M * L atm/mol K ( ) K = 72.2 atm