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EQUAZIONE CHIMICA
PROCESSI IN CUI SI HA ROTTURA E TRASFORMAZIONE DI LEGAMI
CHIMICI CON MODIFICAZIONE DELLA COMPOSIZIONE CHIMICA DELLE
SOSTANZE CHE VI PARTECIPANO
L’EQUAZIONE CHIMICA è la forma abbreviata per rappresentare le
reazioni chimiche
REAGENTI sono le sostanze che vanno incontro a trasformazione
PRODOTTI sono le sostanze ottenute
Nell’equazione chimica viene descritto anche lo stato fisico dei
reagenti e dei prodotti compresa la necessità o meno di energia
In accordo alla LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA (PRINCIPIO
DI LAVOISIER) nella reazione chimica NIENTE SI CREA E NIENTE SI
DISTRUGGE MA TUTTO SI TRASFORMA
EQUAZIONE CHIMICA
PROCESSI IN CUI SI HA ROTTURA E TRASFORMAZIONE DI LEGAMI
CHIMICI CON MODIFICAZIONE DELLA COMPOSIZIONE CHIMICA DELLE
SOSTANZE CHE VI PARTECIPANO
A + B  C + D REAZIONE IRREVERSIBILE
A e B = reagenti
C e D = prodotti
A + B  C + D REAZIONE REVERSIBILE
Si possono anche aggiungere (pedici) ad ogni composto i termini g
(gassoso), s (solido)e l (liquido) e aq per indicare che la reazione
avviene in soluzione acquosa
CARATTERISTICHE DI UNA EQUAZIONE CHIMICA
CaCO3(s) + calore CaO(s) + CO2(g)
- l’identità dei reagenti e dei prodotti deve essere specificata con i
simboli chimici
- Reagenti a sinistra della freccia ed i prodotti a destra; la direzione
della freccia indica la direzione della reazione
- Tra parentesi viene indicato lo stato fisico dei prodotti e dei
reagenti
- Il numero degli atomi degli elementi nei reagenti deve essere
uguale nei prodotti
- Il coefficiente stechiometrico è il numero posto davanti a ciascun
composto
TIPI DI REAZIONI CHIMICHE
1) REAZIONI DI SINTESI (O COMBINAZIONE)
2) REAZIONI DI DECOMPOSIZIONE
3) REAZIONI DI SOSTITUZIONE (SCAMBIO SEMPLICE O DOPPIO
SCAMBIO)
REAZIONI DI SINTESI
Sono reazioni che comportano l’unione di due o più elementi o
composti con formazione di un solo prodotto di composizione diversa
A + B  AB
Metallo + non-metallo = SALE
Ca(s) + Cl2(g) CaCl2(s)
Idrogeno gassoso e cloro gassoso = ACIDO CLORIDRICO (CLORURO DI
IDROGENO)
H2+ Cl2 2HCl
Ossido + Anidride = SALE
MgO(s) + CO2(g) MgCO3 (s)
REAZIONI DI DECOMPOSIZIONE
Sono reazioni che producono due o più prodotti a partire da un
singolo reagente
AB  A + B
CaCO3(s) CO2(g) + CaO (s)
CuSO4x5H2O  CuSO4 + 5H2O
REAZIONI DI SOSTITUZIONE
Sono di due tipi:
- SCAMBIO SEMPLICE
- SCAMBIO DOPPIO
SCAMBIO SEMPLICE
Un atomo sostituisce un altro, producendo un altro composto
A + BC  AC + B
Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4 (aq) + Cu (s)
3Na(s) + Al(NO3) 3 (aq) 3NaNO3 (aq) + Al (s)
SCAMBIO DOPPIO
Coinvolge due composti che si scambiano elementi
AB + CD  AD + CB
HCl(aq) + NaOH(aq) H2O (l) + NaCl (aq)
BaCl2(aq) + K2SO4 (aq) BaSO4 (s) + 2KCl (aq)
COMBUSTIONE IN ARIA
Sono reazioni rapide che producono una fiamma. La maggior parte di
esse avviene in presenza di ossigeno che rappresenta un reagente
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g)
BILANCIAMENTO DI UNA REAZIONE CHIMICA
Il numero di moli di ciascun reagente e di ciascun prodotto viene
indicato anteponendo un coefficiente intero alla formula di ciascuna
sostanza nell’equazione chimica
2NaCl = 2 moli di cloruro di sodio
3NH3 = 3 moli di ammoniaca (3 di N e 9 di H)
CaCO3(s) CaO (s) + CO2 (g)
REAGENTI= 1 mole di Ca; 1 mole di C; 3 moli di O
PRODOTTI= 1 mole di Ca; 1 mole di C; 3 moli di O
L’EQUAZIONE E’ BILANCIATA = CONSERVAZIONE DELLA MASSA
HCl(aq) + Ca (s)  CaCl2(aq) +H2 (g)
REAGENTI= 1 mole di H; 1 mole di Cl; 1 moli di Ca
PRODOTTI= 1 mole di Ca; 2 mole di Cl; 2 moli di H
L’EQUAZIONE NON E’ BILANCIATA = NON E’ UN’EQUAZIONE CHIMICA
CORRETTA
2HCl(aq) + Ca (s)  CaCl2(aq) +H2 (g)
REGOLE PER BILANCIARE UNA REAZIONE CHIMICA
1) Contare il numero di moli di atomi dei reagenti e dei prodotti
2) Stabilire quali elementi non sono bilanciati
3) Bilanciare un elemento per volta con i giusti coefficienti
stechiometrici
4) Controllare che la legge di conservazione di massa sia soddisfatta
MgBr2 (aq) + H2SO4 (aq) HBr (g) + MgSO4 (aq)
Reagenti:
Prodotti:
1 mole di Mg
=
1 mole di Mg
2 moli di Br

1 mole di Br
2 moli di H

1 mole di H
1 mole di S
=
1 mole di S
4 moli di O
=
4 moli di O
Bilanciamo il Br
MgBr2 (aq) + H2SO4 (aq) 2HBr (g) + MgSO4 (aq)
PCl5 (g) + H2O (l) HCl (aq) + H3PO4 (aq)
Reagenti:
Prodotti:
1 mole di P
=
1 mole di P
5 moli di Cl

1 mole di Cl
2 moli di H

4 mole di H
1 mole di O

4 moli di O
Bilanciamo il Cl
PCl5 (g) + H2O (l) 5HCl (aq) + H3PO4 (aq)
Bilanciamo l’H
PCl5 (g) + 4H2O (l) 5HCl (aq) + H3PO4 (aq)
Al(OH)3 (s) + HCl (aq) AlCl3 (aq) + H2O (l)
Reagenti:
Prodotti:
1 mole di Al
=
1 mole di Al
3 moli di O

1 mole di O
4 moli di H

2 moli di H
1 mole di Cl

3 moli di Cl
Bilanciamo il Cl
Al(OH)3 (s) + 3HCl (aq) AlCl3 (aq) + H2O (l)
Bilanciamo l’H
Al(OH)3 (s) + 3HCl (aq) AlCl3 (aq) + 3H2O (l)
C2H5OH (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l)
Reagenti:
2 moli di C
3 moli di O
6 moli di H
Bilanciamo il C

=

Prodotti:
1 mole di C
3 mole di O
2 moli di H
C2H5OH (l) + O2 (g) 2CO2 (g) + H2O (l)
Bilanciamo l’H
C2H5OH (l) + O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l)
Non è più bilanciata per l’O
C2H5OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l)
CALCOLI BASATI SULL’EQUAZIONE CHIMICA
C(s) + O2(g)  CO2(g)
L’equazione è bilanciata
C(s) + O2(g)  CO2(g)
1 mole C + 1 mole O2 1 mole CO2
12 g C + 32 g O2 44 g CO2
DOBBIAMO ESSERE IN GRADO DI CONVERTIRE LE MOLI IN GRAMMI E
VICEVERSA
Quanto acido solforico reagisce con 100g di fosfato tricalcico,
secondo la reazione seguente ?
Ca3(PO4)2+ 3H2SO4→2H3PO4+ 3CaSO4 BILANCIATA
3 moli H2SO4 reagiscono con 1 mole di Ca3(PO4)2
Poiché moli e masse molecolari sono proporzionali:
3 x PM H2SO4 : 1 x PM Ca3(PO4)2 = Xg H2SO4 : 100g Ca3(PO4)2
PM H2SO4 = 98,08 g/mol  per tre moli: 3 x 98,08 = 294,24 g
PM Ca3(PO4)2 = 310,18 g/mol  per una mole : 310,18 g
294,24 g: 310,18 g = X : 100 g
X = 94,86 g
Data la reazione:
Al + H2SO4→Al2(SO4)3+ H2
Bilanciare
2Al + 3H2SO4→Al2(SO4)3+ 3H2
calcolare quanti grammi di solfato di alluminio si ottengono da 100
grammi di Al
2moli Al x 26,9815 : 1 mole Al2(SO4)3 x 342,1478 = 100 : X
PA Al = 26,9815 g
PM Al2(SO4)3 = 342,1478
= 634,04g di solfato di alluminio
CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI CHIMICHE
Le razioni chimiche più comuni comportano:
- Combinazione di ioni SOLUBILI per dare un solido INSOLUBILE
definito PRECIPITATO
- La reazione di una sostanza con l’ossigeno (OSSIDAZIONE) per dare
una nuova sostanza
- Reazioni di trasferimento di ioni idrogeno tra un acido ed una base
- Trasferimento di uno o più elettroni da un reagente all’altro
(OSSIDO-RIDUZIONI)
REAZIONI di PRECIPITAZIONI
Rappresentano tutte le reazioni in soluzione che determinano la
formazione di uno o più prodotti insolubili
Se la reazione avviene in soluzione acquosa, il prodotto è insolubile
in acqua
E’ necessario prevedere se in una reazione avviene o meno una
precipitazione del prodotto
TABELLE DI SOLUBILITA’
SOLUBILITA’ DI ALCUNI COMPOSTI
COMPOSTI SOLUBILI
- Composti contenenti ioni di metalli alcalini (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+) e
ione ammonio NH4+
- Nitrati (NO3- ) bicarbonati (HCO3- ) e clorati (ClO3-)
- Alogenuri (Cl-, Br-, I-) ECCEZIONI: alogenuri di Ag+, Hg22+ , e Pb2+)
- Solfati (SO42-) ECCEZIONI: solfati di Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Hg22+ e
Pb2+)
COMPOSTI INSOLUBILI
- Fosfati (PO43- ), carbonati (CO32- ), cromati (CrO42-) e solfuri (S2-)
ECCEZIONI: composti contenenti ioni di metalli alcalini e lo ione
ammonio
- Idrossidi (OH- ECCEZIONI: composti contenenti ioni di metalli
alcalini e lo ione Ba2+)
PREVEDERE SE AVVIENE UNA PRECIPITAZIONE
Se si mescolano due soluzioni dei Sali solubili NaCl e AgNO3 avviene
una precipitazione?
NaCl(aq)+ AgNO3(aq) →AgCl(?)+ NaNO3(?)
AgCl = insolubile
NaNO3 = solubile
Quindi:
NaCl(aq)+ AgNO3(aq) →AgCl(s)+ NaNO3(aq)
Si forma un precipitato
PREVEDERE SE AVVIENE UNA PRECIPITAZIONE
Se si mescolano due soluzioni dei sali (NH4)2CO3(aq) e CaCl2(aq) avviene
una precipitazione?
(NH4)2CO3(aq)+ CaCl2(aq) → 2(NH4)Cl(?)+ CaCO3(?)
(NH4)Cl = solubile
CaCO3 = insolubile
Quindi:
(NH4)2CO3(aq)+ CaCl2(aq) → 2(NH4)Cl(aq)+ CaCO3(s)
Si forma un precipitato
SCRITTURA DELLE EQUAZIONI IONICHE NETTE
L’equazione chimica precedente è scritta in forma molecolare
NaCl(aq)+ AgNO3(aq) →AgCl(s)+ NaNO3(aq)
Essa non fornisce indicazione sul modo in cui i reagenti ed i prodotti
esistono in soluzione (ad eccezione del precipitato)
In realtà tutte e 4 le specie chimiche coinvolte sono COMPOSTI
IONICI e solo AgCl è associato:
Sarebbe quindi meglio scrivere:
Na+(aq) + Cl-(aq)+ Ag+(aq) + NO3- (aq) → AgCl(s)+ Na+(aq) + NO3- (aq)
NO3- (aq) e Na+(aq) appaiono in entrambi i membri dell’equazione e
sono definiti IONI SPETTATORI e vengono eliminati perché non
variano nel corso della reazione:
Na+(aq) + Cl-(aq)+ Ag+(aq) + NO3- (aq) → AgCl(s)+ Na+(aq) + NO3- (aq)
Na+(aq) + Cl-(aq)+ Ag+(aq) + NO3- (aq) → AgCl(s)+ Na+(aq) + NO3- (aq)
A questo punto dobbiamo assicurarci che in entrambi i membri
dell’equazione chimica siano coincidenti le cariche nette ed il numero
di atomi di ciascun tipo:
Cariche:
Reagenti: una carica positive (Ag+(aq)) ed una negativa (Cl-(aq)) CARICA
NULLA
Prodotti: AgCl ha carica nulla
Atomi
Reagenti: 1 atomo di Ag ed 1 atomo di Cl
Prodotti: 1 atomo di Ag ed 1 atomo di Cl
CARICHE E ATOMI BILANCIATI
Cl-(aq)+ Ag+(aq) → AgCl(s)
ESEMPIO
Na2CO3(aq)+ CaCl2(aq) → 2NaCl(aq)+ CaCO3(s)
In forma ioni:
2Na+(aq) + CO32-(aq)+ Ca2+(aq) + 2Cl- (aq) → 2Na+(aq) + 2 Cl- (aq) + CaCO3(s)
Na+ (aq) e Cl-(aq) IONI SPETTATORI per cui
2Na+(aq) + CO32-(aq)+ Ca2+(aq) + 2Cl- (aq) → 2Na+(aq) + 2 Cl- (aq) + CaCO3(s)
2Na+(aq) + CO32-(aq)+ Ca2+(aq) + 2Cl- (aq) → 2Na+(aq) + 2 Cl- (aq) + CaCO3(s)
A questo punto dobbiamo assicurarci che in entrambi i membri
dell’equazione chimica siano coincidenti le cariche nette ed il numero
di atomi di ciascun tipo:
Cariche:
Reagenti: due cariche positive (Ca2+(aq)) e due negative (CO32-(aq))
CARICA NULLA
Prodotti: CaCO3 ha carica nulla
Atomi
Reagenti: 1 atomo di C, 3 atomo di O ed 1 atomo di Ca
Prodotti: 1 atomo di Ca, 3 atomi di O ed 1 atomo di Ca
CARICHE E ATOMI BILANCIATI
CO32-(aq)+ Ca2+(aq) → CaCO3(s)
REAZIONI CON L’OSSIGENO
Sono reazioni molto rapide e normalmente liberano energia
Basti pensare alla combustione della benzina o alle reazioni nella
cellula degli organismi aerobi
E’ una reazione tra i composti organici (contenenti carbonio) e
l’ossigeno dell’aria che produce anidride carbonica
Se il composto contiene idrogeno si libera acqua
Reazione tra ossigeno e metano:
CH4(g)+ 2O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
Un altro prodotto della reazione è l’energia liberata
REAZIONI CON L’OSSIGENO
Anche le sostanze inorganiche reagiscono con l’ossigeno. Ma molto
lentamente:
4Fe(s)+ 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
Ruggine
REAZIONI ACIDO-BASE
Si tratta di reazioni in cui si ha il trasferimento di uno ione idrogeno
(H+) da un reagente (ACIDO) all’altro (BASE)
HCl(aq)+ NaOH(aq) → H2O(aq) + Na+-(aq) + Cl-(aq)
REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE o REAZIONI REDOX
In questo tipo di reazioni i reagenti scambiano elettroni e gli elementi
cambiano il loro numero di ossidazione
Sono anche dette REAZIONI DI TRASFERIMENTO ELETTRONICO
OSSIDAZIONE = processo in cui l’elemento DIMINUISCE la sua
disponibilità elettronica perché PERDE elettroni o perché si lega ad
un elemento più elettronegativo
Na  Na+ + e- Il sodio perde un elettrone e si OSSIDA
0
+1
2 H:H + O2  2 H-:O:-H L’idrogeno perde parte della sua disponibilità
00
+1 +1
elettronica e si OSSIDA
QUANDO UN ELEMENTO SI OSSIDA AUMENTA IL SUO NUMERO DI
OSSIDAZIONE
POTENZIALE REDOX
Ma perché un elemento si ossida ed uno si riduce?
Chiaramente dipende dalla configurazione elettronica degli atomi
I metalli dl I gruppo (Li, Na, K…) hanno tutti configurazione s1
E tendono quindi a cedere un elettrone per raggiungere la
configurazione elettronica dell’ottetto
Quindi
Na  Na+ + e- NON E’ ALTRO CHE UN’OSSIDAZIONE
Nel VII gruppo si trovano elementi (F, Cl, Br, I…) hanno tutti
configurazione s2 p5
E tendono quindi facilmente ad acquistare un elettrone per
raggiungere la configurazione elettronica dell’ottetto
Quindi
Cl + e-  Cl - NON E’ ALTRO CHE UNA RIDUZIONE
E’ stata definita una grandezza fisica in grado di determinare la
capacità di una specie chimica di ridursi POTENZIALE REDOX
STANDARD E0 espresso in volts (V)
I potenziali redox sono, per convenzione, riferiti al potenziale di
riduzione dell’idrogeno, a cui arbitrariamente è assegnato un valore
di E0= 0 V
Le condizioni STANDARD sono:
CONCENTRAZIONE 1M
T=298°K
PRESSIONE 1atm
Secondo la convenzione IUPAC, si assegna valore positivo al
potenziali dei sistemi che si comportano da ossidanti nei
confronti dell’idrogeno (H) ed un valore negativo a quelli che si
comportano come riducenti
Le proprietà ossidanti crescono dall’alto verso il basso, mentre
quelle riducenti diminuiscono
In definitiva ogni elemento o ione si comporta da riducente verso
quelli che lo precedono, cioè verso quelli che presentano un
valore di E0 più basso; viceversa in modo complementare ed
opposto ogni elemento o ione si comporta da ossidante verso
quelli che lo seguono, cioè verso quelli che hanno un valore di E0
più alto
Dalla tabella appare evidente come il Cu++ possiede un potenziale
E0 = +0,34 V maggiore di quello dello Zn++ (E0 = -0,76 V)
Quindi:
LA FORMA OSSIDATA DELLA SEMICOPPIA A E0 MAGGIORE E’ IN
GRADO DI OSSIDARE LA FORMA RIDOTTA DI TUTTE LE
SEMICOPPIE A E0 MINORE
NELLA PILA L’ELETTRODO DI Zn (E0=-0,76 V) COSTITUISCE IL POLO
NEGATIVO (ANODO), QUELLO DI Cu (E0=+0,34 V) IL POLO
POSITIVO (CATODO)
LA DIFFERENZA DI POTENZIALE CHE SI STABILISCE TRA I DUE
ELETTRODI:
d.d.p. = E0(+) – E0(-) = 0,34 – (-0,76) = 1,1 V
EQUAZIONE DI NERNST
Il calcolo TEORICO del potenziale redox è calcolabile mediante
l’equazione di Nernst ed è, chiaramente, legato alle
concentrazioni delle specie ossidata ([oss]) e ridotta ([rid]):
E = E0 + (RT/nF)ln[oss]a/[rid]b
in cui:
E0 è il potenziale standard di riduzione in condizioni standard;
R è la costante dei gas;
T è la temperatura assoluta, espressa in kelvin;
n è il numero di elettroni acquisiti dall'elemento che si riduce;
F è la costante di Faraday (=prodotto tra il numero di Avogadro
e la carica elettrica dell'elettrone;
a e b sono i coefficienti stechiometrici delle specie ossidata e
ridotta nella semireazione.
Regole per l’assegnazione del numero di ossidazione (brevemente)
1.Elementi nello stato elementare hanno numero di ossidazione pari
a0
2. Il numero di ossidazione di uno ione monoatomico è uguale alla
sua carica
3. I non metalli tendono ad avere un numero di ossidazione negativo
(con eccezioni)
4. l’ossigeno ha numero di ossidazione −2, eccetto nei perossidi dove
vale − 1
5. l’idrogeno ha numero di ossidazione − 1 quando legato ad un
metallo e +1 quando combinato con un non metallo
4. La somma dei numeri di ossidazione in un composto neutro è
uguale a 0
5. La somma dei numeri di ossidazione in uno ione poliatomico è
uguale alla carica dello ione
Bilanciamento delle reazioni di ossidazione
In tutte le reazioni di ossidoriduzione si devono bilanciare sia le
masse che le cariche
Lo stesso numero di atomi deve apparire nei prodotti e nei reagenti
di una equazione chimica, e la somma delle cariche elettriche di
tutte le specie da entrambi i lati della freccia di equazione deve
essere uguale
l bilanciamento delle cariche garantisce che il numero di elettroni
prodotti nell’ossidazione sia lo stesso di quello consumati nella
riduzione
METODO DELLE SEMIREAZIONI
I processi di riduzione e ossidazione, le semireazioni, si scrivono
separatamente e si bilanciano (massa + carica).
Es. nella reazione di riduzione degli ioni argento da parte del rame
semireazione di riduzione: Ag+(aq) + e→Ag(s)
semireazione di ossidazione: Cu (s)→Cu2+(aq) + 2 e
dato che ogni mole di Cu produce 2 moli di elettroni, e per
consumarli sono necessari 2 moli di Ag+
2 Ag+(aq) + 2 e → 2Ag(s)
Cu (s) → Cu2+(aq) + 2 eCu (s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2Ag(s)
BILANCIAMENTO REAZIONI REDOX
Può essere complicato e occorre tenere conto di alcuni aspetti
generali:
- Il numero di atomi di un elemento deve essere lo stesso dalla
parte dei reagenti e dei prodotti
- Il numero di elettroni ceduti dal riducente deve essere lo stesso di
quelli acquisiti dall’ossidante
- Le cariche elettriche (se presenti) devono equivalersi da una parte
e l’altra della reazione chimica
MnCl2 + HNO3 + HCl → NO + MnCl4 + H2O
1) n.o. di tutte le specie chimiche e individuare la specie ossidante e
quella riducente
REAGENTI
PRODOTTI
Mn= +2
Mn = +4
Cl =-1
Cl =-1
H= +1
H = +1
O=-2
O=-2
N=+5
N = +2
Mn RIDUCENTE
N OSSIDANTE
2) Calcolo degli elettroni scambiati
Mn cede 2 elettroni
N acquista 3 elettroni
3) Coefficienti
3MnCl2 + 2HNO3 + HCl → 2NO + 3MnCl4 + H2O
4) A questo punto «sistemati gli elettroni» si bilancia come una
normale reazione chimica
3MnCl2 + 2HNO3 + 6HCl → 2NO + 3MnCl4 + 4H2O
K2Cr2O7 + H2O + S → SO2 + KOH + Cr2O3
1) n.o. di tutte le specie chimiche e individuare la specie ossidante e
quella riducente
REAGENTI
PRODOTTI
K= +1
K = +1
Cr =+6
Cr =+3
O=-2
O=-2
H= +1
H = +1
S=0
S = +4
Cr OSSIDANTE
S RIDUCENTE
2) Calcolo degli elettroni scambiati
Cr acquista 3 elettroni
S cede 4 elettroni
3) Coefficienti
2K2Cr2O7 + H2O + 3S → 3SO2 + KOH + 2Cr2O3
4) A questo punto «sistemati gli elettroni» si bilancia come una
normale reazione chimica
2K2Cr2O7 + 2H2O + 3S → 3SO2 + 4KOH + 2Cr2O3
Cl2 + NaOH → NaClO3 + NaCl + H2O
1) n.o. di tutte le specie chimiche e individuare la specie ossidante e
quella riducente
REAGENTI
PRODOTTI
Cl= 0
Cl = -1 e +5
Na =+1
NaCr =+1
O=-2
O=-2
H= +1
H = +1
Cl OSSIDANTE e RIDUCENTE
2) Calcolo degli elettroni scambiati
Cl acquista 1 elettrone
Cl cede 5 elettroni
3) Non consideriamo gli altri ioni (spettatori) e bilanciamo solo il
cloro
Cl2 → 2ClO3- + 10 eCl2 + 2e- → 2Cl-
4) Bilanciamo per gli elettroni
Cl2 → 2ClO3- + 10 e5Cl2 + 5x2e- → 5x2ClQuindi sono necessari 6Cl2
4) A questo punto «sistemati gli elettroni» si bilancia come una
normale reazione chimica
6Cl2 + 12NaOH → 2NaClO3 + 10NaCl + 6H2O
Metodo IONICO ELETTRONICO per bilanciare una redox
HNO3 + FeCl2 + HCl → NO + FeCl3 + H2O
1) Porre la reazione in forma ionica
H+ + NO3- + Fe2+ + Cl - → NO + Fe3+ + Cl- + H2O
2) Determinare i n.o. dei vari elementi per identificare la specie
ossidante e quella riducente
L’N passa da +5 a +2 quindi SI RIDUCE
Il Fe passa da +2 a +3 quindi SI OSSIDA
3) Scrivere le due semireazioni
RIDUZIONE: NO3- → NO
OSSIDAZIONE: Fe2+ → Fe3+
4) Bilanciare separatamente le due semireazioni con si seguenti
criteri:
RIDUZIONE: NO3- → NO
- N è bilanciato
- per bilanciare l’O introduciamo a destra tante molecole di acqua
quanti sono gli atomi di O mancanti:
NO3- → NO + 2H2O
- per bilanciare l’H così introdotto aggiungiamo a sinistra tanti H+
quanti sono quelli introdotti:
NO3- + 4H+ → NO + 2H2O
- per bilanciare le cariche si introducono tanti elettroni quante sono
le cariche negative mancanti (in tutti e due i membri):
NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O
OSSIDAZIONE:
Fe2+ → Fe3+
- Fe è bilanciato
- Per bilanciare le cariche si introduce un elettrone:
Fe2+ → Fe3+ + e5) Eguagliare il numero di elettroni scambiati nelle due semireazioni
moltiplicando per gli opportuni coefficienti:
NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O
3Fe2+ → 3Fe3+ + 3e6) Sommare membro a membro le equazioni delle due semireazioni:
NO3- + 4H+ + 3e- + 3Fe2+ → NO + 2H2O + 3Fe3+ + 3e7) Trascrivere in forma molecolare:
HNO3- + 4H+ + 3FeCl2 + 3HCl → NO + 2H2O + 3FeCl3 3e-
POTENZIALI STANDARD IN BIOLOGIA
Nei sistemi biologici sono presenti numerosi sistemi redox ed i
concetti appena se esposti verranno frequentemente utilizzati in
biochimica
Primo fra tutti, il processo della RESPIRAZIONE CELLULARE: processo
chiave degli organismi viventi aerobi con il quale dalla ossidazione
delle molecole organiche si ottiene POTERE RIDUCENTE (NADH e
FADH2)
Questi composti, che fungono da trasportatori di elettroni, li cedono
all’ossigeno che rappresenta L’ACCETTORE finale
NADH + ½O2  NAD+ + H2O
NADH  NAD+ + 2e½O2 + 2e-  H2O
NH2
N
N
N
O
O P O CH2
N
(nicotinammide adenin dinucleotide)
O
OH
OH
NADH.H+/NAD+
E°= -0.32 V
O
CONH2
CONH2
+ 2H+ + 2eN+
O P
O CH2
- 2H+ - 2e-
N
O
O
OH
OH
Forme ossidata e ridotta del NAD
Forme ossidata e ridotta del FAD
H
H
H
O
H3C
N
H3C
N
N
R
H
N
H
O
H 3C
N
H 3C
N
N
N
H
NH2
O
H H
C
H
H
C
OH
H
C
OH
H
C
OH
O
H
C
O
P
H
H
N
N
N
O
P
O
C H2
OOH
N
FADH2/FAD
E°= -0.06 V
O
OH
Flavin adenin dinucleotide
O
FADH2 / FAD
E°= -0.06 V
NADH.H+ / NAD+ E°= -0.32 V
Il potenziale redox standard del semielemento
FADH2/FAD è maggiore del potenziale redox standard del
semielemento NADH•H+/NAD+.
Di conseguenza, in condizioni standard (tutte le
concentrazioni sono 1 M) la reazione spontanea è:
FAD + NADH•H+
FADH2 + NAD+
FAD + NADH•H+
FADH2 + NAD+
Dei due semielementi sono noti i potenziali standard di riduzione :
FADH2/FAD
E°= -0.06 V
NADH.H+/NAD+ E°= -0.32 V
Il valore del E° relativo alle condizioni standard è quindi calcolabile
come differenza fra i due valori di E° :
E° = -0.06 -(-0.32) = 0.26 V
Per qualsiasi valore delle concentrazioni delle quattro specie coinvolte
nell’equilibrio è possibile calcolare il valore di E applicando
l’equazione di Nernst:
E = E° -
RT ln
nF
[FADH2][NAD+]
[FAD][NADH•H+]
RT RT
E==0.26
EE
= E°
E°- -- 0.03lnlog
ln
nFnF
(a 25°C)
+] ++]]
[FADH
[FADH
[FADH
][NAD
][NAD
][NAD
2 22
+] ++]]
[FAD][NADH•H
[FAD][NADH•H
[FAD][NADH•H
= è5025°C,
mM
Se la[FADH
temperatura
2]
+]
[NAD
=X 30 mM
(RT/nF)
·
ln
Se
[FAD]scritto nella
= 10forma
mM
può essere
+] = 1 mM
[NADH•H
(0,06/n) ·log X
E = 0.26 - 0.03 log
5 • 10-2 • 3 • 10-2
1 • 10-2 • 1 • 10-3
E = 0.26 - 0.065 = + 0.19 V
RT
E==0.26
E° - 0.03ln
E
log
nF
Altro esempio:
(a 25°C)
Se:
[FADH
[FADH22][NAD
][NAD++]]
[FAD][NADH•H
[FAD][NADH•H++]]
[FADH2]
[NAD+]
[FAD]
[NADH•H+]
E = 0.26 - 0.03 log
=1M
=1M
= 0.1 mM
= 0.1 mM
1•1
1 • 10-4 • 1 • 10-4
E = 0.26 - 0.24 = + 0.02 V
RIDUZIONE
= processo in cui l’elemento AUMENTA la sua
disponibilità elettronica perché ACQUISTA elettroni o perché si lega
ad un elemento MENO elettronegativo
Cl + e-  Cl - Il cloro acquista un elettrone e si RIDUCE
0
-1
2 H2 + O::O  2 H-:O:-H L’ossigeno aumenta la sua disponibilità
00
-2 elettronica e si RIDUCE
QUANDO UN ELEMENTO SI RIDUCE DIMINUISCE IL SUO NUMERO DI
OSSIDAZIONE
E’ EVIDENTE CHE NON POSSONO ESISTERE PROCESSI DI OSSIDAZIONE
(perdita di elettroni) SE NON SONO ACCOMPAGNATI DA PROCESSI DI
RIDUZIONE (acquisto di elettroni)
REAZIONI REDOX
Il NUMERO DI OSSIDAZIONE è definito come la carica che ogni atomo
avrebbe in un composto se tutti i legami fossero di tipo ionico
Come se tutti gli elettroni coinvolti nel legame andassero
all’elemento più elettronegativo
Essendo una carica il numero di ossidazione può assumere valori
positivi e negativi
REAZIONI REDOX
Na  Na+ + eCl + e-  Cl Na + Cl  NaCl
Na si OSSIDA ed è l’agente RIDUCENTE
Cl si riduce ed è l’agente OSSIDANTE
2 H2 + O2  2 H2O
H2 è il RIDUCENTE che si ossida
O2 è l’OSSIDANTE che si riduce
NUMERO DI OSSIDAZIONE
Rappresenta lo stato di combinazione di un
elemento in un composto, da un punto di vista
formale e pratico
Consiste nella carica elettrica formale che
l’elemento assume in un composto se si pensa
di associare gli elettroni di ciascun legame
all’atomo considerato più elettronegativo
Il numero di ossidazione può quindi assumere
valori sia positivi che negativi
Quando gli elettroni di legame vengono
assegnati all’elemento più elettronegativo,
esso si carica di tante cariche negative quanti
sono gli elettroni acquistati
NON SEMPRE LA VALENZA COINCIDE CON IL
NUMERO DI OSSIDAZIONE
CH4
Valenza
4
N. Ossidazione -4
C2H6 C2H4 C2H2
4
4
4
-3
-2
-1
METALLI – NON METALLI
H. Idrogeno -1, + 1 (non metallo)
Primo Gruppo
Sottogruppo A
(metalli alcalini)
Li. Litio +1
Na. Sodio +1
K. Potassio +1
Elementi gruppo 11
Sottogruppo B
(metalli nobili)
Cu. Rame +1,+2
Ag. Argento +1
Au. Oro +1,+3
Sottogruppo A
(metalli alcalinoterrosi)
Mg. Magnesio +2
Ca. Calcio +2
Sr. Stronzio +2
Ba. Bario +2
Sottogruppo B
Zn. Zinco +2 (anfotero)
Cd. Cadmio +2 (metallo)
Hg.
Mercurio
+2,+1
(metallo)
Terzo Gruppo
(terre)
B. Boro +3 (non metallo)
Quarto Gruppo
(sottogr. A del carbonio)
C. Carbonio (+2), +4
(non
metallo)
Al. Alluminio +3(anfotero) Si. Silicio (+2), +4 (non metallo)
Ce. Cerio +3, + 4 (metallo) Sn. Stagno (+2), +4 (anfotero)
Pb. Piombo (+2),+4 (non metallo)
Quinto Gruppo
Sottogruppo A dell’azoto
N. Azoto -3, (+1), (+2), (+3), (+4) +5 (non metallo)
P. Fosforo -3, (+1), (+3), (+5) (non metallo)
As. Arsenico -3, (+3) (anfotero) (+5) (non metallo)
Sb. Antimonio -3, (+3), (+5) (non metallo)
Bi. Bismuto -3, (+3), (+5) (non metallo)
SESTO GRUPPO
Sottogruppo A
Sottogruppo B
(non metalli)
(sottogr. A del carbonio)
O. Ossigeno -2, -1
Cr. Cromo
S. Zolfo -2, +4,+6
+2, metallo
+3, anfotero
+ 6, non metallo
SETTIMO GRUPPO
Sottogruppo A
Sottogruppo B
(non metalli, alogeni)
Mn. Manganese
F. Fluoro -1
+2 metallo
Cl. Cloro -1, +1, +3, +5, +7
+3 anfotero
Br. Bromo -1, +1, +3, +5, +7 +6, +7 non metallo
I. iodio -1, +1, +3, +5, +7
OTTAVO GRUPPO (metalli)
Fe. Ferro +2, +3
Co. Cobalto +2, +3
Ni. Nichel +2, +3
CALCOLI STECHIOMETRICI: PRINCIPI GENERALI
La STECHIOMETRIA è il calcolo delle quantità
relative dei prodotti e reagenti sulla base di
un’equazione chimica bilanciata
Dobbiamo tenere conto di alcune linee guida:
- Le formule chimiche di reagenti e prodotti
debbono essere note
- Tenere conto della legge della conservazione
della massa
- Calcoli eseguiti in termini di moli
ESEMPIO:
C(s) + O2(g)  CO2(g) bilanciata
2 moli di reagenti si combinano per dare una
mole di prodotto
1 mol + 1 mol  1 mol
Tuttavia 1 mol di atomi di C si combinano con 2
moli di atomi di O e producono 1 mol di tomi
di C e 2 mol di atomi di O
C(s) + O2(g)  CO2(g)
1 mol + 1 mol  1 mol
12,0 g C + 32,0 g O2  44,0 g CO2
CONVERSIONE DELLE MOLI DI REAGENTE IN
MOLI DI PRODOTTO
C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)
Primo step: BILANCIAMENTO
C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)
Nella reazione 1 mole di C3H8 dà luogo a:
Consumo di 5 moli di O2
Formazione di 3 moli di CO2
Formazione di 4 moli di H2O
C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)
1 mol C3H8 reagisce con 5 mol O2 =
Sono quindi necessari 5 mol x 32,0 g/mol (O2)
= 1,6x102 g di O2
ESEMPIO:
Calcolare i grammi di O2 che reagiscono con 1
mol di C3H8
1. Conversione delle moli di propano a moli di
ossigeno e conversione da moli di ossigeno a
grammi
5 mol O2x 32.0 g (massa di una mole) = 1,6x102 g
ESEMPIO:
Calcolare i grammi di CO2 prodotti dalla
combustione di una mole di C3H8
1. Conversione delle moli di propano a moli di
ossigeno e conversione da moli di ossigeno a
grammi
3 mol CO2x 44.0 g (massa di una mole) = 132 g
CALCOLARE LA QUANTITA’ DI REAGENTE
Quale massa di NaOH è necessaria per produrre 8 g di
Mg(OH)2 per reazione tra MgCl2 e NaOH?
Scrivere e bilanciare la reazione:
2NaOH(aq) + MgCl2(aq)  Mg(OH)2(s) + 2NaCl(aq)
2 moli di NaOH formano 1 mole di Mg(OH)2
Se troviamo il numero di moli in 8 g di Mg(OH)2
Possiamo trovare anche il numero di moli di
NaOH necessarie
Numero moli Mg(OH)2 = 8 g/58,3 g/mol =0,137 moli
2 mol di NaOH reagiscono per dare 1 mol di Mg(OH)2, per
cui:
2 moli NaOH : 1 mol Mg(OH)2 = x : 0,137 moli Mg(OH)2
x = 2mol NaOH x 0,137 mol Mg(OH)2 /1mol Mg(OH)2 = 0,274
mol NaOH
1 mol NaOH : 40,0 g NaOH= 0,274 mol NaOH : x
X= (40,0 g NaOH x 0,274 mol NaOH)/1 mol NaOH = 11,0 g
NaOH
RESA TEORICA E RESA PERCENTUALE
RESA TEORICA = massima quantità di prodotto che può
essere ottenuta
Difficile da raggiungere e spesso alcuni reagenti non
reagiscono restando inalterati alla fine
Reazione
C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(g)
La resa teorica in CO2 è pari a 132 g
Mettiamo di ottenere 125 g (resa reale)
Normalmente si calcola la resa percentuale
espressa dal rapporto tra resa reale e quella
teorica moltiplicata per 100:
Resa % = (Resa reale/Resa teorica) x 100 =
(125/132)x100 = 94,7%