Si definisce reazione chimica qualunque trasformazione di una o più sostanze, dette reagenti, in altre, dette prodotti.
Le reazioni chimiche sono espresse mediante l’equazione chimica, rappresentazione d’uguaglianza quantitativa tra gli atomi dei reagenti, al primo membro, e quelli dei prodotti, al secondo membro.
Reagenti e prodotti sono separati da una freccia che indica il verso della reazione.
Nelle reazioni chimiche la massa dei reagenti deve essere uguale a quella dei prodotti per rispettare la legge della Conservazione della massa o di Lavoisier è necessario bilanciare l’equazione chimica che rappresenta la reazione anteponendo alle formule dei reagenti e dei prodotti dei valori numerici detti coefficienti stechiometrici.
Per bilanciare un’equazione è opportuno ricordare delle semplici regole:
Si definisce Numero di Ossidazione (n.o.) il numero convenzionale che viene attribuito a tutti gli atomi presenti nelle sostanze, molecole o ioni poliatomici, e che si ottiene valutando la carica che ogni atomo assumerebbe se gli elettroni di legame fossero completamente spostati sull’atomo più elettronegativo.
Sono definite reazioni di ossidoriduzione o redox le reazioni chimiche caratterizzate dal cambiamento del N.O. degli elementi coinvolti cioè da un trasferimento di densità elettronica da un atomo all’altro.
Ogni reazione di ossidoriduzione è la somma di due semireazioni che avvengono contemporaneamente:
La sostanza che si ossida cede elettroni alla sostanza che si riduce ed è detta agente riducente.
La sostanza che si riduce acquista elettroni dalla sostanza che si ossida ed è detta agente ossidante.
Nel bilanciare una reazione di ossidoriduzione è necessario individuare coefficienti stechiometrici tali da garantire la conservazione della massa e della carica (principio dell’elettroneutralità).
1. Calcolare i n.o. di tutti gli elementi coinvolti nella reazione;
2. identificare, in base alla variazione del n.o., l’elemento che si ossida (che aumenta il proprio n.o.) e quello che si riduce (che diminuisce il proprio n.o.);
3. scrivere la reazione e bilanciare le cariche elettriche moltiplicando ciascuna delle specie che contengono elementi che si ossidano e si riducono per un coefficiente stechiometrico tale che il numero di elettroni ceduti dal riducente sia uguale a quello degli elettroni acquistati dall’ossidante;
4. utilizzare i coefficienti nella equazione di reazione verificando che sia bilanciata e se necessario completare il bilanciamento delle masse.
1. Calcolare i n.o. di tutti gli elementi coinvolti nella reazione è utile ma non necessario;
2. identificare, in base alla variazione del n.o., l’elemento che si ossida (che aumenta il proprio n.o.) e quello che si riduce (che diminuisce il proprio n.o.);
3. scrivere le due semireazioni in forma ionica e bilanciarle separatamente.
4. Bilanciare gli atomi in ogni semireazione tenendo presente che in ambiente acido è necessario aggiungere H+ per bilanciare gli atomi di idrogeno e H2O per bilanciare gli atomi di O in modo tale che anche la carica risulti bilanciata mentre in ambiente basico aggiungere OH- e H2O per bilanciare gli atomi di O e H;
5. moltiplicare le due semireazioni per i coefficienti stechiometrici opportuni in modo che il numero degli elettroni ceduti dal riducente risulti uguale a quello degli elettroni acquistati dall’ossidante;
6. sommare le due semireazioni membro a membro e verificare l’esattezza del bilanciamento sia delle cariche che delle masse.
La stechiometria si occupa dello studio e del calcolo dei rapporti quantitativi dei reagenti e prodotti di una reazione espressi in funzione del numero di moli o delle masse.
Poiché una mole contiene sempre lo stesso numero di oggetti pari a 6.02 · 1023 quantità in moli uguali di sostanze diverse contengono lo stesso numero di oggetti.
I calcoli stechiometrici relativi ad una trasformazione devono essere riferiti alla equazione chimica bilanciata che descrive la trasformazione.
Una equazione di reazione può essere letta in quattro modi diversi:
aA + bB → cC + dD
Esempio:
H2 + O2 → H2O
1mol + 1 mol → 1 mol
1 g + 1 g → 1 g
1mol H2 → 2 g
1mol O2 → 32 g
1mol H2O → 34 g
La seguente equazione chimica può quindi essere letta come:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Se è nota la quantità (numero di moli) di almeno una delle sostanze che partecipano a una reazione, l’equazione chimica bilanciata permette di calcolare le quantità (numero di moli) di tutte le altre.
I coefficienti stechiometrici indicano infatti il numero di moli dei reagenti e dei prodotti.
I grammi corrispondenti si ricavano moltiplicando i coefficienti stechiometrici per le rispettive masse molari.
aA + bB → cC + dD
Nei calcoli stechiometrici si possono utilizzare anche unità diverse dalla mole o dalla massa, purché tali unità possano essere messe in relazione al numero di moli.
Pertanto considerando una reazione
aA + bB → cC + dD
il rapporto stechiometrico espresso in moli tra il reagente A e il prodotto di reazione C è uguale ad ; il rapporto in massa è uguale a:
Dove a e c sono i coefficienti di reazione e MA e Mc le masse molari espresse in grammi delle sostanze A e C: tale rapporto indica che da a · MA grammi del reagente A si ottengono c · Mc grammi di prodotto C.
Talora i reagenti di una reazione sono presenti in un rapporto stechiometrico diverso da quello previsto dall’equazione bilanciata.
In questo caso, le quantità di prodotti formati dipendono dalla quantità della specie in difetto, chiamata reagente limitante; il reagente presente in quantità superiore a quella necessaria per reagire col reagente limitante è detto reagente in eccesso.
Molecole Neutre
Nell’acido perclorico HClO4 il cloro ha n.o. = +7.
La somma algebrica dei n.o. è zero: [+1 +7 +4 · (-2)] = 0.
Nel solfato di sodio Na2SO4 lo zolfo ha n.o. = +6.
La somma algebrica dei n.o. è zero [2 · (+1) +6 +4 · (-2)] = 0
Ioni Poliatomici
Nello ione nitrato NO3 - l’azoto ha n.o. = +5.
Infatti la somma algebrica dei n.o. è -1: [+5 +3 · (-2)] = -1.
Nello ione ammonio NH4+ l’azoto ha n.o. = -3.
Infatti la somma algebrica dei n.o. è +1 : [-3 +4 · (+1)] = +1
Bilanciare le seguenti reazioni:
1. …………………………………………….. N2 …….. + …….. H2 …….. → …….. NH3 …….. (equazione non bilanciata)
……………………………………………..azoto ……………. idrogeno ………….. ammoniaca
Essendo due gli atomi di azoto in N2 occorreranno due molecole di ammoniaca 2NH3 contenenti sei atomi di idrogeno, che provengono da 3H2. Scriveremo quindi:
N2 …….. + …….. 3H2 …….. → …….. 2NH3 …….. (equazione bilanciata)
………………
2. ……. Ca(OH)2 …….. + …….. H3PO4 …….. → …….. Ca3(PO4)2 ……..+ …….. H2O … (equazione non bilanciata)
.idrossido di calcio …….. acido fosforico ……… fosfato tricalcico ………… acqua
Nel fosfato tricalcico compaiono tre atomi di Ca e due atomi di P. l’equazione bilanciata, in cui si formano sei molecole di H2O, sarà:
3Ca(OH)2 …….. + …….. 2H3PO4 …….. → …….. Ca3(PO4)2 …….. + …….. 6H2O …….. (equazione bilanciata)
1. Unità di Misura e Grandezze
3. Nomenclatura
4. Stechiometria delle reazioni chimiche
5. Soluzioni
7. Elettroliti
8. Acidi e Basi
9. Solubilità
Video - Reazioni chimiche: una ossidoriduzione e una reazione acido-base.
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