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CHIMICA - MED > 4. Reazioni chimiche > Flashcards

4. Reazioni chimiche Flashcards

1
Q

reazione chimica

A

trasformazione con rottura e formazione di legami chimici in cui viene scambiata energia chimica, generalmente sotto forma di calore

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2
Q

equazione chimica

A

modo schematico di rappresentare una reazione:
- reagenti a sinistra di freccia e prodotti a destra di freccia
- dopo formula di sostanza si mettono delle lettere x indicare stato fisico: (g) se gassosa; (l) se liquida; (s) se solida (es. CO2 (g))

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3
Q

reazione omogenea

A

i reagenti hanno la stessa fase: gas-gas; liquido-liquido; solido-solido

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4
Q

reazione eterogenea

A

i reagenti hanno fasi diverse: solido-liquido; liquido-gas; gas-solido ecc…

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5
Q

relazione fondamentale x bilanciamento reazioni chimiche

A

massa dei prodotti = massa dei reagenti

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6
Q

bilanciare

A

mettere numeri, chiamati coefficienti stechiometrici, davanti a formula in modo tale che il numero di atomi di ogni elemento nei reagenti sia uguali al numero di atomi dello stesso elemento nel prodotti
es. C2 + O2 –> 2CO2; qui ho 2 atomi di C e 2 atomi di O sia a destra sia a sinistra

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7
Q

regole x bilanciamento

A
  • contare numero atomi di elemento
    - se numeri no uguali aggiungere coeff.
    Stechiometrici
    • iniziare a bilanciare elemento diverso da H
      e O
    • ione poliatomico contato come tutto unico
      (es. SO4 2-)
    • no si indica coeff. 1
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8
Q

reazione di sintesi

A
  • A + B → AB
  • 2 o + sostanze formano 1 unica
  • es. H2 + I2 → 2HI
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9
Q

reazione di decomposizione o scissione

A
  • AB → A + B
  • 1 composto si scinde in 2 o + sostanze + semplici
  • es. CaCO3 → CaO + CO2
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10
Q

reazione di dissociazione

A
  • AB → A+ + B-
  • composto si dissocia liberando ioni
  • es. MgCl2 → Mg2+ + 2Cl
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11
Q

reazione di ionizzazione

A
  • HA + H2O → A- + H3O+
  • composto reagisce con acqua formando ioni
  • es. HCl + H2O → Cl- + H3O+
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12
Q

reazione di sostituzione o spostamento o scambio semplice

A
  • A + BC → AC + B
  • atomi elemento si sostituiscono a atomi di composto
  • es. Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
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13
Q

reazione di doppio scambio o metàtesi

A
  • AB + CD → AC + BD
  • scambio ioni tra 2 composti
  • es. BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2 NaCl
  • avvengono quando 1 di prodotti è:
    - sostanza che precipita
    - gas
    - elettrolita debole
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14
Q

reazione di neutralizzazione

A
  • acido reagisce con base
  • NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
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15
Q

reazione di condensazione

A
  • unione molecole con eliminazione di acqua
  • CH3OH + CH3OH → CH3OCH3 + H2O
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16
Q

reazione di idrolisi

A
  • rottura molecola per ingresso di acqua
  • CH3OCH3 + H2O → CH3OH + CH3OH
17
Q

reazione di addizione

A
  • reazione organica
  • nuovo elemento si aggiunge a molecola iniziale
18
Q

reazione di ossidoriduzione (o redox)

A
  • trasferimento elettroni da specie chimica a altra
  • es. 2AgNO3 + Cu → Cu(NO3) + 2Ag
19
Q

reazione di combustione

A
  • redox in cui combustibile si ossida x colpa di comburente (O2) con sviluppo energia termica
  • CH4 + O2 → CO2 + 2H2O + calore
20
Q

regole per le equazioni ioniche

A
  • elettroliti forti scritti come ioni separati
  • solidi, gas, elettroliti deboli scritti come molecole
  • ioni spettatori = ioni che no partecipano a reazione
  • equazione ionica netta = equazione ionica senza ioni spettatori
21
Q

reazioni redox spiegazione approfondita

A

somma di 2 semireazioni che avvengono contemporaneamente
- ossidazione = specie chimica cede elettroni e quindi aumenta numero ossidazione
- riduzione = specie chimica accetta elettroni e quindi diminuisce numero ossidazione
La specie che si ossida prende il nome di agente riducente o + semplicemente riducente
La specie che si riduce prende il nome di agente ossidante o + semplicemente ossidante
es. semireazione ossidazione: Na → Na+ + e-
es. semireazione riduzione: Cl + e- → Cl-
es. reazione complessiva: 2Na + Cl2 → 2NaCl

22
Q

bilanciamento redox

A

x bilanciare bisogna trovare valori di coefficienti stechiometrici x garantire conservazione massa e cariche: quindi la massa prodotti = massa reagenti e la carica prodotti = carica reagenti
pertanto il numero di elettroni ceduti da riducente = numero di elettroni acquistati da ossidante
procedimento:
* calcolare n.o. di tt elementi
* identificare specie che si ossida e che si riduce
- se elemento aumenta n.o. da reagenti a
prodotti quello è elemento che si ossida
(viceversa x quello che si riduce)
* scrivere 2 semireazioni
- ossidazione: reagente → prodotto + numero e- ceduti
- riduzione: reagente + numero e- acquistati → prodotti
* bilanciare cariche: moltiplicare entrambe le semireazioni x coefficiente che faccia essere uguale numero elettroni ceduti e acquistati
* eliminare da equazione termini e
* scrivere semireazioni in unica equazione
* se necessario bilanciare le masse come x un bilanciamento non redox

23
Q

ossigeno come ossidante

A
  • ossida velocemente idrocarburi e libera calore → combustione
  • produce energia reagendo con proteine, lipidi e carboidrati
  • ossida i metalli → corrosione
24
Q

la pila elettrica

A
  • trasforma energia chimica derivata da redox in energia elettrica
  • 2 semireazioni avvengono in comparti distinti chiamati semicelle, che separate da ponte salino e collegate da conduttore metallico esterno
  • elettroni ceduti durante ossidazione passano in conduttore metallico generando corrente e arrivano in altra semicella dove avviene riduzione
    • semicella dove avviene ossidazione = anodo (elettrodo negativo)
    • semicela dove avviene riduzione = catodo (elettrodo positivo)
  • potenziali riduzione (E) misurano tendenza specie chimica a ridursi = ad accettare e-
    • maggiore è potenziale + specie tende a
      ridursi e maggiore è suo potere ossidante
    • date 2 specie: si ossida la specie con
      potenziale più negativo e si riduce quella
      con potenziale più positivo
    • si misura in volt (V)
    • potenziale di riduzione standard (E°)
      misurato a
      • 25°C
      • concentrazione di ioni 1M (1 molare =
        moli su litro)
      • pressione parziale di 1 atm
25
Q

pila daniel

A
  • pila + comune
  • lamina zinco immersa in ZnSO4 1M
  • lamina rame immersa in CuSO4 1M
  • semicella riduzione è quella di rame
26
Q

elettrolisi

A
  • cella elettrolitica = si trasforma energia elettrica in energia chimica quindi fa reazioni endoergoniche = che no avvengono spontaneamente
  • 2 conduttori metallici immersi in massa liquida di 1 elettrolita fuso a cui si applica una differenza di potenziale elettrico
  • ioni migrano verso elettrodi sulla cui superficie reagiscono
  • anioni vanno verso anodo a cui cedono elettroni ossidandosi
  • cationi vanno verso catodo da cui acquistano elettroni riducendosi
  • come pila = si ha ossidazione a anodo e riduzione a catodo
  • diversamente da pila = anodo è elettrodo positivo e catodo è elettrodo negativo
27
Q

stechiometria

A
  • descrizione quantitativa di relazioni tra sostanze di reazione chimica
  • rapporti ponderali tra reagenti e prodotti → riferiti a numero moli: ricorda che 1 mole = 6,022 X 1023 molecole
  • si basa su equazione chimica bilanciata: letta in 4 modi diversi:
    • n° unità elementari
    • n° moli
    • massa
    • volume → solo se gas
  • coefficienti stechiometrici indicano:
    • n° unità elementari
      • molecole
      • ioni
      • atomi
      • n° moli
  • data equazione chimica bilanciata:
    • coeff. stechiometrici = n° moli prodotti e
      reagenti
    • grammi corrispondenti = coeff.
      stechiometrici per masse molari
28
Q

calcolo mole-mole

A
  • es. n° moli NH3 prodotte da reazione di 6,33
    mol di H2
    • reazione: N2 + 3H2 → 2NH3
    • proporzione: 3mol H2 : 2mol NH3 = 6,33mol
      H2 = xmol NH3
    • x= 4,22mol NH3
29
Q

calcolo mole-massa

A

es. grammi NH3 (PM= 17g/mol) ottenuti da
2,3mol N2
- reazione: N2 + 3H2 → 2NH3
- proporzione: 1mol N2 : 2mol NH3 =
2,3mol N2 : xmol NH3
- x= 4,6mol NH3
- grammi NH3 = mol NH3 x PM NH3 = 4,6 x
17= 78,2g NH

30
Q

calcolo litri-massa

A

es. litri CO2 da decomposizione di 200g CaCO3 (PM= 88 g/mol) in condizioni standard (STD)
- reazione: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
- nCaCO3=200g/88g/mol = 2,3 mol
- visto che il rapporto tra CaCO3 e CO2 è
1:1 avrò 2,3mol anche di CO2
- visto che in condizioni STD 1 mol di
qualsiasi gas occupa 22,4 litri (Legge di
Avogadro): VCO2 = nCO2 x 22,4 = 2,3 x
22,4 = 51,5 L

31
Q

reagente limitante

A

I reagenti in reazione presenti in rapporti diversi da equazione bilanciata: il reagente limitante è il reagente in difetto mentre il reagente in eccesso è l’altro reagente
Il reagente in eccesso no trova quantità sufficiente di altro reagente x reagire completamente
Per evitare stop di reazione causato da reagente limitante di solito si mette un eccesso di reagente limitante x far reagire completamente altro reagente
come stabilire reagente limitante:
- es. stabilire reagente limitante se si fanno
reagire 39g di potassio (PM= 39g/mol) e 100g
di H2O (PM= 18g/mol)
* reazione: 2K + 2H2O → 2KOH + H2
* nK = 39g/39g/mol = 1 mol
* nH2O = 100g/18g/mol = 5,56 mol
* moli H2O sono di + di mole K, quindi K
è reagente limitante

32
Q

resa di reazione

A

indica efficienza con cui reagenti si trasformano in prodotti

33
Q

resa percentuale

A

si calcola tramite il rapporto della resa effettiva con quella teorica moltiplicato per 100
es. resa effettiva 27g Cu (PM= 63,5g/mol) e x ottenerli si fanno reagire 32,5g Zn (PM= 65g/mol) con eccesso di CuSO4
- reazione: Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
- nZn = 32,5/65 = 0,5 mol
- rapporto tra Zn e Cu è 1:1 → nZn = nCu;
- masssa Cu = 0,5 mol x 63,5 g/mol = 31,8 g →
resa teorica
- resa % = 27g/31,8g = 85%

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