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Antonello Santini » 10.Le reazioni chimiche: la gestione quantitativa


Le reazioni chimiche: la gestione quantitativa

Dall’uva al vino (affresco del XV sec): la fermentazione del mosto comporta una trasformazione chimica

Dall'uva al vino (affresco del XV sec): la fermentazione del mosto comporta una trasformazione chimica


Le reazioni chimiche

La trasformazione dei reagenti nei prodotti può rendersi evidente in vari modi: cambiamento di colore, formazione di fiamma, di precipitati, comparsa di odori, scomparsa di sostanze, ecc.

Poiché una reazione chimica, comporta la rottura di legami chimici nei reagenti e la formazione di nuovi legami nei prodotti, vengono accompagnate da scambi di energia sotto forma di calore: si ha sviluppo di calore nelle reazioni esotermiche, assorbimento nelle endotermiche.


Le reazioni chimiche: la gestione quantitativa


Rappresentazione di una reazione chimica

  • Una reazione chimica viene rappresentata da un’equazione chimica, che esprime l’uguaglianza quantitativa tra il numero degli atomi dei reagenti e quello dei prodotti.
  • Al primo membro dell’equazione si pongono le sostanze reagenti (per es. A e B), al secondo membro i prodotti (per es. C e D); reagenti e prodotti sono separati da una freccia (→) che indica il verso della reazione.

Rappresentazione di una reazione chimica

L’espressione generale di un’equazione chimica è la seguente:

aA + bB → cC + dD

dove a, b, c e d sono i coefficienti stechiometrici che indicano quante unità, o moli, di ogni specie (molecole, atomi, ioni) sono necessarie perché l’equazione risulti bilanciata, ossia perché il numero di atomi di ogni elemento sia lo stesso in entrambi i membri dell’equazione inoltre poiché devono essere espresse le quantità minime che reagiscono, i coefficienti sono di norma numeri interi e piccoli.

Simboli utilizzati nelle equazioni chimiche


Bilanciamento di una reazione

  • Una equazione bilanciata esprime l’uguaglianza numerica tra gli atomi delle sostanze reagenti e delle sostanze prodotte e quindi l’uguaglianza tra le loro masse.
  • Il bilanciamento di una reazione rispecchia la legge di conservazione della massa o di Lavoisier.

Esempi di bilanciamento


Reazioni in forma ionica

  • Le reazioni prima viste sono state rappresentate in forma molecolare, in quanto reagenti e prodotti compaiono nell’equazione chimica sotto forma molecolare.
  • Quando, come nel caso delle reazioni in soluzione acquosa, si ha a che fare con ioni derivanti dalla dissociazione di elettroliti come i sali, le reazioni si rappresentano in forma ionica. Inoltre, vengono indicati soltanto gli ioni che realmente partecipano alla reazione.

Reazioni in forma ionica


Classificazione delle reazioni chimiche


Reazioni chimiche

Reazioni di sintesi o di combinazione

Reazioni di decomposizione

Reazioni di spostamento (o reazione di scambio semplice o sostituzione)


Reazioni chimiche

Reazioni di doppio scambio ionico

Reazioni di neutralizzazione (o acido-base)


Classificazione delle reazioni in base al trasferimento o meno di elettroni


Reazioni chimiche in cui si / non si verifia trasferimento di elettroni

Doppio scambio ionico, neutralizzazione e “Reazioni redox”


Il numero di ossidazione

  • Il numero di ossidazione (n.o) rappresenta la carica formale che si può attribuire a un elemento in un composto, supponendo che i legami siano di tipo ionico, in modo da assegnare gli elettroni di legame all’elemento più elettronegativo.
  • Esso è stabilito in base a criteri fondati sui valori relativi di elettronegatività delle specie atomiche che entrano nella composizione delle molecole e si può calcolare tenendo conto di sette regole fondamentali.

Regole per il calcolo del n.o.

  1. Gli atomi nelle sostanze allo stato elementare cioè non legati con atomi diversi, siano esse mono-, bi- o poliatomiche, hanno n.o. zero (es. He, Ca, O2, Cl2, P4).
  2. L’ossigeno nei composti ha n.o. =-2. Fanno eccezione i perossidi (es. H2O2) dove l’ossigeno ha n.o.=-1.
  3. L’idrogeno nei composti ha n.o.=+1. Fanno eccezione gli idruri metallici (es. LiH, CaH2) nei quali l’idrogeno assume n.o.=-1.
  4. Il fluoro in tutti i composti ha n.o.=-1.
  5. Gli ioni degli elementi del gruppo IA (metalli alcalini) hanno n.o.=+1, che coincide con la loro carica effettiva (es. Li+, Na+).
  6. Gli ioni degli elementi del gruppo IIA (metalli alcalino-terrosi) hanno n.o.=+2, che coincide con la loro carica effettiva (es. Mg2+, Ca2+).
  7. Il numero di ossidazione (n.o) di altri elementi presenti in un composto si calcola ricordando che la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in una molecola deve essere zero, o, se si tratta di uno ione, deve essere uguale alla sua carica.

L’equivalente

  • L’equivalente (eq) di una sostanza è una quantità che, per una stessa sostanza, può essere variabile in funzione delle proprietà chimiche che tale sostanza esplica in una determinata reazione. Pertanto l’equivalente dipende dal tipo di reazione.
  • Dalla definizione di equivalente segue che in una reazione 1 eq di una sostanza reagisce sempre e solo con 1 eq di un’altra per dare 1 eq di prodotto; vale a dire, in una reazione acido-base 1 eq di acido reagisce con 1 eq di base dando 1eq di sale, e in una reazione redox 1 eq di ossidante ossida 1 eq di riducente.

L’equivalente

  • Nelle reazioni redox, un equivalente di ossidante è la quantità di sostanza che acquista una mole di elettroni; un equivalente di riducente è la quantità di sostanza che cede una mole di elettroni. Il numero di equivalenti è sempre un multiplo intero del numero di moli.
  • Nelle reazioni di neutralizzazione, un equivalente di acido è la quantità di sostanza che fornisce una mole di ioni H+; un equivalente di base è la quantità di sostanza che neutralizza una mole di ioni H+, ossia fornisce una mole di ioni OH-.

La massa equivalente


La massa equivalente

Nelle reazioni di neutralizzazione, la massa equivalente di un acido o di una base è data dal rapporto tra la sua massa molare M e il numero di ioni H+ o OH- che vengono prodotti per dissociazione in soluzione acquosa.

Nelle reazioni redox, la massa equivalente di un ossidante o di un riducente è data dal rapporto tra la sua massa molare M e il numero di elettroni acquistati o ceduti per unità formula.

Esempi ed applicazioni numeriche


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