Reazioni chimiche Rappresentate simbolicamente da equazioni Una freccia

Reazioni chimiche Rappresentate simbolicamente da equazioni. Una freccia indica in che direzione avviene la reazione C + O 2 CO 2 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.

Esempio C + O 2 2 C + O 2 CO 2 2 CO Entrambe possono accadere In eccesso di ossigeno In difetto di ossigeno

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!

Formalismo Le sostanze pure devono essere scritte nelle loro formule minime o molecolari Es: Zn, S 8, Na, P 4 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 3+ + 3 OH- -> Fe(OH)3 ottenuta mescolando il sale Fe. Cl 3 con Na. OH ma Na+ e Cl- non prendono parte alla reazione di precipitazione, sono così detti ioni spettatori.

Esempio Esempi: reazioni di attacco acido di un metallo in solvente H 2 O avviene Zn + H 2 SO 4 Zn. SO 4 + H 2 Zn + 2 H+ Zn 2+ + H 2 Cu + H 2 SO 4 Cu. SO 4 + H 2 Cu + 2 H 2 SO 4 Cu + SO 42 - + 4 H+ formalismo corretto NON avviene Cu. SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O avviene Cu 2+ + SO 2 + 2 H 2 O formalismo corretto

Bilanciamento di una reazione 1. La materia non puo’ né crearsi ne distruggersi. Il numero di atomi di ciascun elemento deve essere uguale a sin. e a dx. 2. 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

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

Reazioni acido-base Trasferimento di un protone da una specie (acido) ad un’altra (base) (modello di Broensted) Il bilanciamento è intuitivo e semplice CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COO- + NH 4+ HCl + NH 3 Cl- + NH 4+ Cosa accade quando ho in soluzione acquosa HCl e Na. OH? HCl +H 2 O H 3 O++ Cl- Mg(OH)2 + 2 H 3 O+ Na. OH Na++ OH- Mg 2+ + 4 H 2 O

Reazioni di complessazione In una reazione di complessazione i leganti coordinano l’atomo centrale Es: aggiungendo una soluzione acquosa di NH 3 ad un sale solubile di Ni, cloruro di Ni(II) per esempio……. Ni. Cl 2 -> Ni 2+ + Cl. Ni 2+ + 6 NH 3 -> Ni(NH 3)62+

Reazioni di precipitazione Una reazione che dà luogo ad un composto insolubile che si separa dalla soluzione Es. Ag. NO 3 + Na. I -> ? ? ? Ag. NO 3 e Na. I sono sali solubili e quindi: Ag. NO 3 -> NO 3 - + Ag+ Na. I -> I - + Na+ e quindi la reazione che avviene in soluzione è: Ag + + I - -> Ag. I Es: 2 Ag+ + H 2 S -> Ag 2 S + 2 H+ I composti insolubili si scrivono come formula minima NON come specie ioniche. Es. Na. Cl, Ba. SO 4 in soluzione. . ?

Solubilità

Reazioni di ossido-riduzione

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.

Reazione di ossido-riduzione Reazione in cui almeno una coppia di atomi cambia numero di ossidazione: C + O 2 CO 2 C: da 0 a +4 perde 4 elettroni O: da 0 a -2 acquista 2 elettroni

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

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 Il numero totale di elettroni ceduti da una specie deve essere uguale al numero totale di elettroni acquistati dall’altra specie

Come procedere? 2 Mn. O 4 - + H 2 O 2 + 6 H+ 2 Mn 2+ + 3 O 2 + 4 H 2 O 2 Mn. O 4 - + 3 H 2 O 2 + 6 H+ 2 Mn 2+ + 4 O 2 + 6 H 2 O 2 Mn. O 4 - + 5 H 2 O 2 + 6 H+ 2 Mn 2+ + 5 O 2 + 8 H 2 O 2 Mn. O 4 - + 7 H 2 O 2 + 6 H+ 2 Mn 2+ + 6 O 2 + 10 H 2 O

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

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 H 2 O 7. Verificare che tutte le masse siano bilanciate

Esempi di bilanciamento Data i reagenti e i prodotti della seguente reazione redox: -1 e- x 5 +7 Mn. O 4 - + Fe 2+ Mn 2+ + Fe 3+ +5 e- Perché gli e- siano bilanciati (stadio 1. del bilanciamento) bisogna moltiplicare per 5 i coeff. stechiometrici del Fe 2+ e Fe 3+: Mn. O 4 - + 5 Fe 2+ Mn 2+ + 5 Fe 3+

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: Mn. O 4 - + 5 Fe 2+ +8 H+ Mn 2+ + 5 Fe 3+

Bilanciamento atomi: occorre aggiungere molecole di acqua Mn. O 4 - + 5 Fe 2+ +8 H+ Mn 2+ + 5 Fe 3+ + 4 H 2 O

+7 -1 +2 0 2 Mn. O 4 - + 5 H 2 O 2 + 6 H+ 2 Mn 2+ + 5 O 2 + 8 H 2 O 1. Mn acquista 5 elettroni 2. O perde 1 elettrone per 2 ossigeni quindi perde 2 elettroni Nelle reazioni successive gli elettroni non sono bilanciati: 2 Mn. O 4 - + H 2 O 2 + 6 H+ 2 Mn 2+ + 3 O 2 + 4 H 2 O 2 Mn. O 4 - + 3 H 2 O 2 + 6 H+ 2 Mn 2+ + 4 O 2 + 6 H 2 O 2 Mn. O 4 - + 7 H 2 O 2 + 6 H+ 2 Mn 2+ + 6 O 2 + 10 H 2 O

Altro esempio di bilanciamento: -1 e- x 2 = -2 e- x 3 = -6 e+6 Cr 2 O 72 - + 2 I- I 2 + 2 Cr 3+ +3 e- x 2 = +6 e- Cr 2 O 72 - + 6 I- 3 I 2 + 2 Cr 3+ e- bilanciati Cr 2 O 72 - + 6 I- + 14 H+ 3 I 2 + 2 Cr 3+ cariche bilanciate Cr 2 O 72 - + 6 I- + 14 H+ 3 I 2 + 2 Cr 3+ + 7 H 2 O atomi bilanciati

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

Ossidanti e riducenti Poiché in una reazione chimica non si possono né creare né distruggere elettroni, non può esistere un processo di ossidazione senza un simultaneo processo di riduzione; inoltre il numero di elettroni acquistati dall’agente ossidante deve essere uguale al numero di elettroni ceduti dall’agente riducente 2 Na + Cl 2 ↔ 2 Na+ + 2 Cl– Ciascuna molecola di Cl 2 (agente ossidante) acquista due elettroni, mentre ciascun atomo di Na (agente riducente) cede un elettrone

Ossidanti e Riducenti Sono potenziali ossidanti tutte quelle molecole dove un elemento possiede un numero di ossidazione superiore a quello minimo consentito. Mn. O 4 - Cr 2 O 7 -2 NO 3 – Sono potenziali riducenti tutte quelle sostanze in cui un elemento ha il numero di ossidazione minore di quello massimo consentito. Na, Li. H, I-, H 2 S

Esempi N 2 O 4 +2 N 2 H 4 3 N 2 + 4 H 2 O Ma se reagisce con H 2: N 2 H 4 + H 2 2 NH 3

Dismutazione 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: Mn. O 42 - -> Mn. O 4 - + Mn. O 2 Cl 2 -> Cl- + Cl. OH 2 O 2 -> H 2 O + 1/2 O 2

Reazione di dismutazione Quando in una reazione uno stessa specie si ossida e si riduce. +2 e- +6 +6 Es. Mn. O 4 + 2 - Mn. O 42 - -1 e- +7 Mn. O 4 - +4 + Mn. O 2 3 Mn. O 42 - + 4 H+ 2 Mn. O 4 - + Mn. O 2 +2 H 2 O

Reazione di dismutazione Quando in una reazione uno stessa specie si ossida e si riduce. -1 e 0 Es. Cl 2 Ambiente basico: Cl 2+ 2 OH- -1 +1 -2 -> Cl- + Cl. O- +1 e- -> Cl- + Cl. O- Cl 2+ 2 OH- -> Cl- + Cl. O- + H 2 O

Reazione di dismutazione Quando in una reazione uno stessa specie si ossida e si riduce. +1 -1 +1 -2 0 Es. H 2 O 2 -> H 2 O + O 2 -1 e- x 2=-2 e- H 2 O 2 + H 2 O 2 -> H 2 O + O 2 +1 e- x 2= -2 e- Bilancio le masse: 2 H 2 O 2 -> 2 H 2 O + O 2

Esempi Fe 2+ + NO 3 - -> Fe 3+ + NO (ambiente acido) Cu + H 2 SO 4 - > Cu 2+ + SO 2 (ambiente acido) Cr(OH)4 - + H 2 O 2 -> Cr. O 42 - + H 2 O (ambiente basico) Na + H 2 O -> Na+ + H 2 (ambiente basico) P 4 -> PH 3 + H 2 PO 2 - (ambiente basico) 3 Fe 2+ + NO 3 - + 4 H+ -> 3 Fe 3+ + NO + 2 H 2 O Cu + H 2 SO 4 + 2 H+ -> Cu 2+ + SO 2 + 2 H 2 O 2 Cr(OH)4 - + 3 H 2 O 2 +2 OH- -> 2 Cr. O 42 - + 8 H 2 O 2 Na + 2 H 2 O -> 2 Na+ + H 2 +2 OHP 4 + 3 H 2 O +3 OH- -> PH 3 + 3 H 2 PO 2+3 e. P + P -> PH 3 + H 2 PO 2 -1 e-

Composti binari con idrogeno: idruri 1 2 13 14 15 16 17 Li. H Be. H 2 B 2 H 6 CH 4 NH 3 H 2 O HF Na. H Mg. H 2 Al. H 3 Si. H 4 PH 3 H 2 S HCl KH Ca. H 2 Ga. H 3 Ge. H 4 As. H 3 H 2 Se HBr Rb. H Sr. H 2 Sn. H 4 Sb. H 3 H 2 Te HI Cs. H Ba. H 2 Pb. H 4 Bi. H 3 ionici polimeri molecolari

B 2 H 6 diborano Il diborano presenta due tipologie di legame: • legame B-H a due centri e due elettroni • legame B-H-B a tre centri e due elettroni (orbitale molecolare a tre centri) È il precursore di strutture polimere

Es. di idruro polimero (Al. H 3)n Ciascun atomo di Al è circondato ottaedricamente da 6 atomi di H legati a ponte fra due atomi di Al

Composti binari con ossigeno a numero di ossidazione -2: ossidi 1 2 13 14 Li 2 O Be. O B 2 O 3 CO 2, CO Na 2 O Mg. O Al 2 O 3 Si. O 2 K 2 O Ca. O Ga 2 O 3 Rb 2 O Sr. O Cs 2 O Ba. O 15 N 2 O 5, NO 2, N 2 O 3, NO, N 2 O 16 17 P 4 O 10 P 4 O 6 SO 2, SO 3 Cl 2 O 7, Cl. O 2 Cl 2 O Ge. O 2 As 4 O 6 As 2 O 5 Se. O 2 Br 2 O In 2 O 3 Sn. O 2 (Sn. O) Sb 2 O 5 Sb 2 O 3 Te. O 2 I 2 O 5 Tl 2 O Pb. O 2 (Pb. O) Bi 2 O 3 ionici polimeri molecolari

Ossidi polimeri B 2 O 3 Ogni atomo di B è legato a 3 atomi di O a formare una struttura triangolare planare. Ogni atomo di O è a ponte fra due atomi di B. Ossigeno Boro

Ossidi polimeri Al 2 O 3 (allumina) esiste in diverse forme. Es. -allumina. Ogni atomo di Al è legato a 6 atomi di O, ogni O legato a 4 di Al.

Ossidi di azoto ossido di diazoto, N 2 O N N N O triossido di diazoto, N 2 O 3 O O N N N ossido di azoto, NO O O N O

Ossidi di azoto diossido di azoto, NO 2 N O tetraossido di diazoto, N 2 O 4 O O O N N N O O O N O O

Ossidi degli alogeni, alcuni esempi Cl 2 O: eccezione alla regola, O atomo centrale O Cl Cl

Ossidi degli alogeni, alcuni esempi. Cl 2 O 7 I 2 O 5

Perossidi e superossidi Composti di formula H 2 X 2 sono formati sia dall’ossigeno sia dallo zolfo e contengono il gruppo –X-X- con un legame fra atomi dello stesso elemento. Nel caso dell’ossigeno questo gruppo è il gruppo perossidico. L’ossigeno possiede numero di ossidazione -1. H 2 O 2 perossido di idrogeno. Struttura non planare O O O 2 - superossido: l’ossigeno ha numero di ossidazione 0 e -1

Idrossidi acidi (ossoacidi) e idrossidi basici 1 2 13 14 15 16 17 Li. OH Be(OH)2 H 3 BO 3 H 2 CO 3 HNO 2 H 4 Si. O 4 H 3 PO 3 H 3 PO 2 H 2 SO 4 H 2 SO 3 HCl. O 4 HCl. O 3 HCl. O 2 HCl. O H 4 Ge. O 4 H 3 As. O 3 H 2 Se. O 4 H 2 Se. O 3 HBr. O 4 HBr. O 3 HBr. O Na. OH KOH Mg(OH)2 Ca(OH)2 Al(OH)3 Ga(OH)3 Rb. OH Sr(OH)2 In(OH)3 Sn(OH)2 Sb(OH)3 H 6 Te. O 6 H 2 Te. O 3 Cs. OH Ba(OH)2 Tl(OH)3 Tl. OH Pb(OH)2 Bi(OH)3 ionici polimeri molecolari H 5 IO 6 HIO 3 HIO

Idrossidi basici Composti ossidrilici dei metalli = idrossidi In acqua danno soluzioni basiche ossia possono liberare ioni OHIl carattere basico di questi composti diminuisce spostandosi lungo ciascun periodo da sinistra verso destra, mentre aumenta il carattere acido. Il carattere basico aumenta invece scendendo lungo un gruppo ed al diminuire del numero di ossidazione dell'elemento nel composto.

Idrossidi Acidi (ossoacidi) Contengono 3 diversi elementi (di cui uno è H). La maggior parte degli acidi ternari sono composti ossidrilici di non metalli (ossiacidi). In queste sostanze H è legato ad uno degli atomi di O, cioè: HNO 3 (HO)NO 2 HNO 2 (HO)NO H 2 SO 4 (HO)2 SO 2 H 2 SO 3 (HO)2 SO 3

Acidi ternari I protoni acidi degli idrossidi acidi (o ossoacidi) sono quelli legati ad O. O H SO 2 4 H O S H O O Intorno a questo atomo di O la geometria è simile a quella che si trova nella molecola di H 2 O. Lo stesso vale per tutti i gruppi OH delle diapositive successive.

Acido borico Acido carbonico