Chimica Generale ed Inorganica

Reazioni Chimiche in Mezzo Acquoso
Chimica Generale ed Inorganica
Chimica Generale
prof. Dario Duca
Reazioni Chimiche in Mezzo Acquoso
Chimica generale ed Inorganica: Chimica Generale
Pb(NO3 )2(aq) + 2KJ(aq) → 2K +(aq) + 2NO−3(aq) + PbJ2(s )
Pb 2+ + 2J− → PbJ2↓
H2 O
Mg(OH)2 → Mg(OH)2↓
Mg(OH)2 + 2HCl → Mg2+ + 2Cl− + 2H2 O
€
Mg(OH)2
è precipitato
dall’acqua di mare
a scopi industriali
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calcolo delle concentrazioni:
FIGURA 5-1 Vista molecolare di acqua e di soluzione acquosa
a è la concentrazione iniziale
H2 O
+
(NH4 )2 SO4 (aq) → 2NH4 (aq) + SO2−
4(aq)
a−a
2a
H2 O
a
+
NH3 (aq) + H2 O ⇔ NH4 (aq) + OH−(aq)
a−x
x
x
H2 O
Ag2 SO4 (s ) + H2 O ⇔ 2Ag+(aq) + SO2−
4(aq)
a−x
€
2x
x
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elettroliti forti (MgCl2, HCl)
elettroliti
deboli
(NHdell’elettricità
COOH)
FIGURA
5-2 Conducibilità
una soluzione
3, CH3in
non elettroliti (CH3OH)
H2 O
CH3 COOH(aq) ⇔ CH3 COO−(aq) + H+(aq)
CH3 COOH(aq) + H2 O ⇔ CH3 COO−(aq) + H3 O+(aq)
€
−
MgCl2 (aq) → Mg2+
(aq) + 2Cl(aq)
€
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FIGURA 5-3 Tre tipi di elettroliti
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Test qualitativo
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reazioni con formazione di precipitato
specie solubili
specie poco solubili
specie insolubili
solubilità
Pb2+ + CrO2−
4 → PbCrO 4↓
Ag+ + Cl− → AgCl↓
€
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reazioni con formazione di precipitato
AgNO3(aq) + NaJ(aq) → AgJ(s ) + Na +(aq) + NO−3(aq)
+
H O
− 2
Ag + J → AgJ↓
AgNO3(aq) + KBr(aq) → ? (s )
+
Ag + K
€
+
+ NO−3
H O
− 2
+ Br → ?↓
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reazioni con formazione di precipitato
FIGURA 5-4 Un precipitato di argento ioduro
ioni che portano alla formazione di specie solubili Li+
Na+
NO3-
K+
Rb+
ClO4-
Cs+
NH4+
CH3COO-
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reazioni con formazione di precipitato
ioni che originano specie generalmente solubili FIGURA 5-4 Un precipitato di argento ioduro
Cl-
Br-
J-
eccezioni ➡ specie poco solubili
Pb2+
Ag+
Hg22+
SO42-
eccezioni ➡ specie poco solubili
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Ra2+
Pb2+
Hg22+
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reazioni con formazione di precipitato
ioni che originano specie insolubili OH-
S2-
CO32-
PO43-
eccezioni ➡ specie solubili
Li+-Cs+
NH4+
Mg2+-Ba2+/(S2-)
eccezioni ➡ specie poco solubili (OH-)
Ca2+
+
Ag + K
€
Sr2+
+
+ NO−3
Ba2+
H O
− 2
+ Br → ?↓
+
Ag + K
+
+ NO−3
H O
− 2
+ Br → AgBr↓
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reazioni con formazione di precipitato
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acidi; basi (alcali)
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acidi forti e acidi deboli
basi forti e basi deboli
FIGURA 5-6 Un acido, una base ed un indicatore acido-base
acidi
basi
forti
HCl
LiOH
HBr
NaOH
HJ
KOH
HClO4
RbOH
HNO3
CsOH
H2SO4
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
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acidi forti e acidi deboli
basi forti e basi deboli
+
HCl(aq) → H(aq)
+ Cl−(aq)
+
NaOH(aq) → Na(aq)
+ OH−(aq)
+
(aq)
HCOOH(aq) ⇔ H
+ HCOO
neutralizzazione
−
(aq)
NH3(aq) + H2O ⇔ NH+4(aq) + OH−(aq)
+
HCOOH(aq) + H2O ⇔ H3O(aq)
+ HCOO−(aq)
+
+
+
HCl(aq) + NaOH(aq) = Na(aq)
+ OH−(aq) + H(aq)
+ Cl−(aq) → Na(aq)
+ Cl−(aq) + H2O
+
OH−(aq) + H(aq)
→ H 2O
NH3(aq) + HCl(aq) → NH+4(aq) + Cl−(aq)
+
NH3(aq) + H(aq)
→ NH +4(aq)
€
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acidi forti e acidi deboli
basi forti e basi deboli
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formazione di gas
Statua di marmo erosa dalle piogge acide
CaCO3 + 2H+ → Ca 2+ + CO2(g) + H2 O
+
CO2−
3 + 2H → CO2 ↑ +H2 O
HCO−3 + H+ → CO2 ↑ +H2 O
+
SO2−
3 + 2H → SO2 ↑ +H2 O
HSO−3 + H+ → SO2 ↑ +H2 O
S2− + 2H+ → H2 S↑
NH+4 + OH− → NH3 ↑ +H2 O
€
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reazioni redox in ambiente non acquoso
Fe2 OReazione
2Altermite
3(s ) +della
(s ) → Al2 O3(s ) + 2Fe(l)
Fe(+3)
→ Fe(0 )
2
−
Fe6+
2 + 6e → 2Fe
Al(0 ) → Al(+3)
2
−
2Al → Al6+
2 + 6e
−
0
0
6+
−
Fe6+
2 + 6e + 2Al → 2Fe + Al2 + 6e
0
0
6+
Fe6+
2 + 2Al → 2Fe + Al2
Fe2 O3 + 2Al → Al2 O3 + 2Fe
€
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pila Daniell
FIGURA 5-7 Una reazione di ossido-riduzione
Zn → Zn2+
Zn → Zn2+ + 2e−
Cu2+ → Cu
Cu2+ + 2e− → Cu
Zn + Cu2+ + 2e− → Cu + Zn2+ + 2e−
Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+
€
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Zn + H2 SO4 → ZnSO4 + H2
FIGURA 5-7 Una reazione di ossido-riduzione
€
Cu + 2AgNO3 → 2Ag + Cu(NO3 )2
€
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Ca + 2H2 O → Ca(OH)2 + H2 ↑
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reazione di spostamento
FIGURA 5-7 Una reazione di ossido-riduzione
Ca → Ca 2+
Ca → Ca 2+ + 2e−
H2 O → H2
H2 O + 2e− → H2
H2 O + 2e− → H2 + 2OH−
2H2 O + 2e− → H2 + 2OH−
2H2 O + 2e− + Ca → Ca 2+ + 2e− + H2 + 2OH−
2H2 O + Ca → Ca 2+ + 2OH− + H2 ↑
€
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reazione di spostamento
FIGURA 5-8 Spostamento di H (aq) con ferro - L’esempio 5-5 illustrato
Cu + Fe
+ HCl → Cu + FeCl2 + H2
+
€
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N2 O4(l) + N2H4(l) → H2 O(g) + N2(g)
FIGURA 5-9 Stati di ossidazione dell’azoto; identificazione di agenti ossidanti e riducenti
−
(0)
N(+4)
2 O4(l) + 8e → N2(g)
N2 O4(l) + 8e− → N2(g) + 8OH−
N2 O4(l) + 8e− + 4H2 O → N2(g) + 8OH−
(0)
−
N(−2)
2 H4(l) → N2(g) + 4e
N2H4(l) + 4OH− → N2(g) + 4e−
N2H4(l) + 4OH− → N2(g) + 4e− + 4H2 O
N2 O4(l) + 8e− + 4H2 O → N2(g) + 8OH−
N2H4(l) + 4OH− → N2(g) + 4e− + 4H2 O x2
N2 O4(l) + 2N2H4(l) → 3N2(g) + 4H2 O
€
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2+
C2H5NO3 + Sn → NH2 OH + C2H5 OH + Sn
reazioni redox in ambiente basico
FIGURA 5-9 Stati di ossidazione dell’azoto; identificazione di agenti ossidanti e riducenti
Sn → Sn2+
Sn → Sn2+ + 2e−
N(+5)O−3 + 6e− → N(−1)H2 OH
NO−3 + 6e− → NH2 OH + 7OH−
NO−3 + 6e− + 5H2 O → NH2 OH + 7OH−
Sn → Sn2+ + 2e− x3
NO−3 + 6e− + 5H2 O → NH2 OH + 7OH−
NO−3 + 3Sn + 5H2 O → 3Sn2+ + NH2 OH + 7OH−
C2H5NO3 + 3Sn + 5H2 O → 3Sn(OH)2 + NH2 OH + C2H5 OH
€
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Fe2 S3 + O2 → Fe(OH)3 + S
reazioni redox in ambiente basico
FIGURA 5-9 Stati di ossidazione dell’azoto; identificazione di agenti ossidanti e riducenti
S(−2)
→ S + 6e−
3
−
S6−
3 → 3S + 6e
−
(−2) −
O(0)
H
2 + 4e → 2O
O2 + 4e− → 4OH−
O2 + 4e− + 2H2 O → 4OH−
−
S6−
3 → 3S + 6e x2
O2 + 4e− + 2H2 O → 4OH− x3
3O2 + 2Fe2 S3 + 6H2 O → 6S + 12OH−
3O2 + 2Fe2 S3 + 6H2 O → 6S + 4Fe(OH)3
€
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reazioni redox:
disproporzionamento (dismutazione)
FIGURA 5-9 Stati di ossidazione dell’azoto; In
identificazione
di agentiacido
ossidanti e riducenti
ambiente
 10 
S2F2 + H2 O → H2 S4 O6 + S8 + HF
+
2S(+1)
→ S4
2

4 
 10 
 5 5
3
3
O2−
(+1) → +  (+1) → + 
− 1=
4× = 6
6
 4
 2 2
2
2
2−
−
2S2+
2 → S4 O6 + 6e
2−
−
+
2S2+
2 → S4 O6 + 6e + 12H
2−
−
+
2S2+
2 + 6H2 O → S4 O6 + 6e + 12H
0
4S2+
2 → S8
−
4S2+
2 + 8e → S8
2−
−
+
2S2+
2 + 6H2 O → S4 O6 + 6e + 12H x4
−
4S2+
2 + 8e → S8 x3
+
8S2F2 + 24H2 O + 12S2F2 → 4S4 O2−
6 + 3S8 + 48H
20S2F2 + 24H2 O → 4H2 S4 O6 + 3S8 + 40HF
€
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Chimica generale ed Inorganica: Chimica Generale
titolazione acido-base:
punto di equivalenza
FIGURA 5-10 Una titolazione acido-base - L’esempio 5-9 illustraton
acido=nbase
NaOH + HCl → NaCl + H2 O
OH− + H+ → H2 O
MH+ VH+ = M OH− VOH−
€
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titolazione redox:
punto di equivalenza
FIGURA 5-11 Standardizzazione della soluzione di un agente ossidante con una titolazione redox L’Esempio 5-10 illustrato
n =n Fe2+ + MnO−4 → Fe3+ + Mn2+ ambiente acido red ox
M redVred = M oxVox
€
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sistemi acido-base: sistema solvente
FIGURA 5-11 Standardizzazione della soluzione di un agente ossidante con una titolazione redox L’Esempio 5-10 illustrato
+
2H2O(l) ⇔ H3O(aq)
+ OH−(aq)
2NH3(l) ⇔ NH+4(sv ) + NH−2(sv )
2+
2SO2(l) ⇔ SO2−
3(sv ) + SO(sv )
€
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Zn → Zn
2+
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reazioni redox in ambiente misto
−
Zn →FIGURA
Zn2+5-7+Una2ereazione
di ossido-riduzione
pila Leclanché
MnO2 → MnO(OH)
MnO2 + e− → MnO(OH)
MnO2 + NH+4 + e− → MnO(OH)
MnO2 + NH+4 + e− → MnO(OH) + NH3
Zn → Zn2+ + 2e−
MnO2 + NH+4 + e− → MnO(OH) + NH3 x2
2MnO2 + 2NH+4 + Zn → Zn2+ + 2MnO(OH) + 2NH3
2NH+4 + 2OH− + Zn2+ → [Zn(NH3 )2 ]
€
2+
+ 2H2 O
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spostamento
e chimici
ripartizione
Aerazione e prodotti
usati nel trattamento delle
acque di scarico dell’industria della carta
Br2 + NaJ → NaBr + J2
J2(aq) ⇔ J2(sv )
€
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