Reazioni chimiche
• Cosa si intende per reazione, reagente, prodotto.
• Legge di conservazione della massa.
• Rappresentazione dei reagenti e dei prodotti.
• Cosa si intende per struttura , formula molecolare,
formula minima.
Formule molecolari
• Elementi disposti in ordine di elettronegatività crescente
(CO2, HCl, P4O10)
• Fanno eccezione alcuni composti dell’idrogeno: (BH3,
CH4, NH3, OH-)
• I composti ionici e salini vengono rappresentati con le
formule minime (NaCl, CaBr2, FeI3) ; molecole ione
(Na2SO4, NaHSO4, (NH4)2SO4, H2SO4, NaOH )
• Gli ioni: Na+, Ca2+, SO42-, PO43-
Accenni di nomenclatura inorganica
desinenze e prefissi
• Idracidi: acido …-idrico; HF, HCl, HBr, HI, H2S
• Anidridi: anidride …-ica, …-osa, CO2, SO3, SO2
• Ossiacidi: acido …-ico, acido …-oso, H2SO4, H2SO3, H3PO4, H3PO3
acido per-…ico , acido ipo-…oso , HClO4, HClO
• Ossidi: ossido …-ico, ossido …-oso, Fe2O3, FeO, NO, CaO, Na2O
• Idrossidi: idrossido di . . . , NaOH, Ca(OH)2
• Sali: …-uro di …, …-ato di …, …-ito di …, NaCl, Na2SO4, Na2SO3
per-…-ato di … , ipo-…-ito di … , KClO4, NaClO
Rappresentazione delle reazioni
aA + bB = cC + dD
reagenti
prodotti
C + O2 = CO2
Conservazione della massa
2H2 + O2
2H2O
H2 + Cl2
2HCl
2CH3OH + 3O2
Coefficienti di bilanciamento
2CO2 + 4H2O
Numero di ossidazione
• Numero di ossidazione di un atomo:
il numero positivo , negativo o nullo delle cariche che
l’atomo assume se i doppietti di legame vengono assegnati
formalmente all’atomo più elettronegativo.
Na2SO4
+
Na
O
S
+
Na
O
O
+1
Na
+1
O
Na
-2
-2
O
O
+6
S
-2
O
-2
O
Numero di ossidazione
• La somma algebrica dei numeri di ossidazione degli atomi
contenuti in una formula uguaglia l’eventuale carica della
molecola o la sua neutralità
• I legami tra atomi uguali non si prendono in
considerazione in quanto è nulla la differenza di
elettronegatività, per lo stesso motivo gli elementi hanno
numero di ossidazione nullo.
Esempi
Reazioni che decorrono senza variazione del numero di ossidazione
Reazioni acido base - salificazione - neutralizzazione
acido + base = sale + acqua
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
3Ca(OH)2 + 2 H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O
Na2O + SO3 = Na2SO4
Reazioni di scambio
sale 1 + sale 2 = sale 3 + sale 4
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
Ossidoriduzioni
•
Un elemento si ossida se il suo numero di ossidazione aumenta.
•
Un elemento si riduce se il suo numero di ossidazione diminuisce.
•
È riducente l’elemento che aumenta il suo numero di ossidazione a spese
dell’ossidante che lo diminuisce.
•
Formalmente si può dividere la reazione di ossidoriduzione in due
semireazioni: semireazione di ossidazione e semireazione di riduzione
red1 = ox1 + ne
ox2
+ ne = red2
--------------------------------------
red1 + ox2 = ox1 + red2
Esempi
IL METODO ELETTROIONICO PER IL BILANCIAMENTO DELLE
RAZIONI DI OSSIDO-RIDUZIONE
1. Dividere l’equazione nelle due equazioni parziali.
2. Bilanciare gli atomi che cambiano i loro numeri di ossidazione in
ciascuna equazione parziale.
3. Bilanciare gli atomi di O e H in ognuna delle due equazioni parziali.
a) Per una reazione in soluzione acida:
i. Aggiungendo H2O per ogni O dal lato dell’equazione parziale
dove manchi l’ossigeno
+
ii. Aggiungendo quindi H dove manchi l’idrogeno
b) Per una reazione in soluzione alcalina:
i. Aggiungendo 2 ioni OH per ogni O dell’equazione parziale
dove manchi l’ossigeno ed 1 H2O dal lato opposto
ii. Aggiungendo quindi 1 H2O per ogni H dal lato dell’equazione
parziale dove manchi l’idrogeno ed uno ione OH dal lato
opposto
4. Aggiungere elettroni ad ognuna delle equazioni parziali in modo che la
carica netta nel lato sinistro dell’equazione sia uguale alla carica netta
nel lato destro
5. Se necessario, moltiplicare una o entrambe le equazioni parziali per
numeri interi che rendano il numero degli elettroni persi in una
equazione parziale uguale al numero degli elettroni acquistati nell’altra.
6. Sommare le due equazioni parziali, eliminando i termini comuni da
entrambi i lati dell’equazione finale.
