4. Reazioni chimiche Flashcards
reazione chimica
trasformazione con rottura e formazione di legami chimici in cui viene scambiata energia chimica, generalmente sotto forma di calore
equazione chimica
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))
reazione omogenea
i reagenti hanno la stessa fase: gas-gas; liquido-liquido; solido-solido
reazione eterogenea
i reagenti hanno fasi diverse: solido-liquido; liquido-gas; gas-solido ecc…
relazione fondamentale x bilanciamento reazioni chimiche
massa dei prodotti = massa dei reagenti
bilanciare
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
regole x bilanciamento
- 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
- iniziare a bilanciare elemento diverso da H
reazione di sintesi
- A + B → AB
- 2 o + sostanze formano 1 unica
- es. H2 + I2 → 2HI
reazione di decomposizione o scissione
- AB → A + B
- 1 composto si scinde in 2 o + sostanze + semplici
- es. CaCO3 → CaO + CO2
reazione di dissociazione
- AB → A+ + B-
- composto si dissocia liberando ioni
- es. MgCl2 → Mg2+ + 2Cl
reazione di ionizzazione
- HA + H2O → A- + H3O+
- composto reagisce con acqua formando ioni
- es. HCl + H2O → Cl- + H3O+
reazione di sostituzione o spostamento o scambio semplice
- A + BC → AC + B
- atomi elemento si sostituiscono a atomi di composto
- es. Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
reazione di doppio scambio o metàtesi
- 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
reazione di neutralizzazione
- acido reagisce con base
- NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
reazione di condensazione
- unione molecole con eliminazione di acqua
- CH3OH + CH3OH → CH3OCH3 + H2O
reazione di idrolisi
- rottura molecola per ingresso di acqua
- CH3OCH3 + H2O → CH3OH + CH3OH
reazione di addizione
- reazione organica
- nuovo elemento si aggiunge a molecola iniziale
reazione di ossidoriduzione (o redox)
- trasferimento elettroni da specie chimica a altra
- es. 2AgNO3 + Cu → Cu(NO3) + 2Ag
reazione di combustione
- redox in cui combustibile si ossida x colpa di comburente (O2) con sviluppo energia termica
- CH4 + O2 → CO2 + 2H2O + calore
regole per le equazioni ioniche
- 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
reazioni redox spiegazione approfondita
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
bilanciamento redox
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
ossigeno come ossidante
- ossida velocemente idrocarburi e libera calore → combustione
- produce energia reagendo con proteine, lipidi e carboidrati
- ossida i metalli → corrosione
la pila elettrica
- 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
- maggiore è potenziale + specie tende a
pila daniel
- pila + comune
- lamina zinco immersa in ZnSO4 1M
- lamina rame immersa in CuSO4 1M
- semicella riduzione è quella di rame
elettrolisi
- 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
stechiometria
- 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
- n° unità elementari
- data equazione chimica bilanciata:
- coeff. stechiometrici = n° moli prodotti e
reagenti - grammi corrispondenti = coeff.
stechiometrici per masse molari
- coeff. stechiometrici = n° moli prodotti e
calcolo mole-mole
- 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
calcolo mole-massa
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
calcolo litri-massa
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
reagente limitante
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
resa di reazione
indica efficienza con cui reagenti si trasformano in prodotti
resa percentuale
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%
