APPUNTI SCOLASTICI - CHIMICA - I TIPI DI REAZIONI CHIMICHE

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In questa unità

I TRE TIPI DI REAZIONI CHIMICHE

Esistono tre gruppi di reazioni chimiche:
- reazioni di precipitazione;
- reazioni di ossidoriduzione;
- reazioni acido-base

Analizziamole una per una.

REAZIONI DI PRECIPITAZIONE

Questo tipo di reazione prevede il "mescolamento" di due soluzioni diverse e la formazione di una sostanza solida detta precipitato:

$K_2CrO_4(aq) + Ba(NO_3)_2(aq) ->$ prodotti

Si forma un precipitato: di che cosa si tratta?
Ricorda che qualsiasi sale se sciolto in acqua si separa nei suoi ioni costituenti. Ad esempio $Ba(NO_3)_2$ non esiste in soluzione acquosa, ma esisteranno gli ioni $Ba^(2+)$ e $NO_3^-$. Stesso discorso per $K_2CrO_3$: in soluzione avremo ioni $K^+$ e $CrO_4^(2-)$

Possiamo scrivere l'equazione di prima in un modo più corretto alla luce di quanto detto (nella scrittura ionica completa):

$2K+ + CrO_4^(2-) + Ba^(2+) + 2NO_3^(-) ->$ prodotti

La nostra miscela conterrà ioni $K^+, CrO_4^(2-), Ba^(2+)$ e $NO_3^-$.
Per individuare i prodotti ricorriamo a queste semplici regole:

- un solido deve avere carica totale uguale a zero quindi dovrà contenere sia anioni che cationi.
- la maggior parte dei composti solidi contengono un solo anione e un solo catione ($NaCl, Na_2SO_4$...)

Tornando all'esempio e applicando le due regole abbiamo come possibili prodotti: $K_2CrO_4 , KNO_3 , BaCrO_4$ .

Ovviamente i prodotti devono essere diversi dai reagenti e quindi la nostra reazione sarà:

$K_2CrO_4(aq) + Ba(NO_3)_2(aq) -> KNO_3 + BaCrO_4$

Abbiamo risolto un primo problema, vale a tinitus retraining therapy dire l'individuazione dei prodotti, ma quale dei due è il precipitato (sempre che ci sia)? Ci si avvale di alcune regole per la solubilità dei sali in acqua anche se, in questo caso, l'esperienza del chimico diventa un fattore fondamentale.

Le regole di solubilità:
1. La gran parte dei nitrati ($NO_3^-$) è solubile
2. La gran parte dei sali di $Na^+, K^+, NH_4^$+ è solubile.
3. La gran parte dei cloruri è solubile eccetto $AgCl, PbCl_2, Hg_2Cl_2$
4. La gran parte dei solfati è solubile, eccetto $BaSO_4, PbSO_4, CaSO_4$
5. La gran parte degli idrossidi è poco solubile. Gli idrossidi solubili importanti sono: $NaOH, KOH, Ca(OH)_2$
6. La gran parte dei solfuri ($S^(2-)$ ), carbonati ($CO_3^(2-)$ ) e fosfati ($PO_4^(3-)$ ) sono poco solubili

Alla luce di queste regole abbiamo che $KNO_3$ è solubile, mentre $BaCrO_4$ è il precipitato. Scriviamo in ultimo la reazione che sarà così:

$K_2CrO_4(aq) + Ba(NO_3)_2(aq) -> KNO_3(aq) + BaCrO_4(s)$

Per la stechiometria delle reazioni di precipitazione valgono le stesse regole viste nella sezione "Calcoli Stechiometrici": con l'aggiunta del fattore Molarità, fondamentale per tutte le reazioni in soluzione.

SCRITTURA DELLE EQUAZIONI IN SOLUZIONE

Ci sono tre modi per scrivere una equazione di una reazione di precipitazione e in generale di una qualsiasi equazione in soluzione due dei quali li abbiamo già visti.

a) Forma molecolare

$KCrO_4(aq) + Ba(NO_3)_2(aq) -> BaCrO_4(s) + 2KNO_3(aq)$

b) Equazione ionica completa

$2K^+(aq) + CrO_4^(2-)(aq) + Ba(aq)^(2+) + 2NO_3^(-)(aq) -> BaCrO_4(s) + 2KNO_3(aq)$

c) Equazione ionica parziale (vengono presi in considerazione solo gli ioni che concorrono alla formazione, nel caso di una reazione di precipitazione, del composto solido)

$Ba_(aq)^(2+) + 2NO_3(aq)^(-) -> BaCrO_4(s)$

REAZIONI ACIDO-BASE

Ritorniamo alle definizioni di base e acido secondo la definizione di Arrhenius:
ACIDO: sostanza che in soluzione acquosa produce ioni $H^+$
BASE: sostanza che in soluzione acquosa produce ioni $OH^-$


Tale definizione è corretta, ma viene ampliata da Bronsted-Lowry:
ACIDO: è un donatore di protoni
BASE: è un accettore di protoni


Come per le reazioni di precipitazione occorre prestare attenzione alle specie chimiche presenti. Poniamo di avere un acido forte ed una base forte che reagiscono:

$HCl + NaOH ->$ ?

Gli ioni in gioco sono:

$H^(+) + Cl^(-) + Na^(+) + OH^(-) -> NaCl + H_2O$

Si formerà quindi acqua (Gli ioni $H^+$ si legano agli ioni $OH^-$) e un sale solubile come $NaCl$.

Nel caso in cui si abbia un acido debole con un acido forte prima che avvenga qualsiasi reazione le specie in gioco sono:

$HC_2H_3O_2 ; KOH ; H_2O$

La reazione è:

$HC_2H_3O_2 + K^(+) + OH^(-) + H_2O -> K^(+) + H_2O + C_2H_3O_2^-$

Il gruppo $-OH$ è una base talmente forte che "strappa" l'idrogeno acido (quello all'inizio della molecola dell'acido) all'acido debole. $-OH$, come abbiamo visto, reagisce altrettanto bene con $H^+$.

TITOLAZIONE ACIDO-BASE

Si usano le titolazioni per analizzare una data sostanza attraverso un'altra, chiamata TITOLANTE. Quando si raggiunge la quantità di titolante in grado di reagire con la sostanza da determinare si dice che si è raggiunto il PUNTO STECHIOMETRICO. Questo punto viene indicato dal cambiamento di colore di un composto contenuto nella sostanza da determinare chiamato INDICATORE.
Per una titolazione occorrono i seguenti requisiti:
- bisogna conoscere la concentrazione della sostanza titolante;
- si deve conoscere la reazione tra titolante e la sostanza da determinare;
- bisogna conoscere il punto di equivalenza (attraverso la presenza di un indicatore che cambia colore una volta raggiunto); - il punto in cui l'indicatore cambia colore è detto PUNTO FINALE e deve coincidere con il PUNTO STECHIOMETRICO (ovvero quando avviene la reazione);
- bisogna conoscere con la massima esattezza il volume di titolante necessario per raggiungere il punto stechiometrico.

REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

Si chiamano reazioni di ossidoriduzione quando vi è un trasferimento di elettroni da un atomo ad un altro.
Per "vedere" questo trasferimento di elettroni occorre introdurre il concetto di STATO DI OSSIDAZIONE.

Vi sono sei regole per l'assegnazione dello stato di ossidazione di un atomo:
a] lo stato di ossidazione di un atomo isolato è zero:

s.o. Na = 0 ; s.o. $O_2 = 0$ ; s.o. $O_3 = 0$ ; s.o. Hg = 0

b] lo stato di ossidazione di uno ione monoatomico è pari alla sua carica.

s.o. $Na^(+) = +1$ ; s.o. $F^(-) = -1$

c] Lo s.o. dell'ossigeno è -2 eccetto che nei perossidi dove ha valore -1

d] Nei composti covalenti con non metalli l'idrogeno ha s.o. = +1

e] In composti binari si associa uno stato di ossidazione negativo uguale alla carica che l'elemento, molto elettronegativo, assume nei suoi composti ionici.

s.o. del Fluoro in HF è -1; stesso discorso per N in $N^(3-)$ = -3 e per I che in $I^-$ ha stato di ossidazione uguale a -1

f] In un composto la somma degli stati di ossidazione deve essere neutra oppure uguale alla carica del composto stesso:

s.o. $H_2O = 0$
s.o. $NH^4 = +1$
s.o. $CO_3^(2-) = -2$

PROPRIETA' DELLE REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

Come abbiamo visto una reazione di ossidoriduzione prevede il trasferimento di elettroni. Un esempio molto evidente è quello della combustione del metano:

$CH_4 + 2O_2 -> CO_2 + 2H_2O$

Il carbonio perde 8 elettroni (da -4 in $CH_4$ a +4 in $CO_2$), mentre l'ossigeno ne acquista 2 (da 0 in $O_2$ a -2 in $CO_2$ e in $H_2O$)

Si può riscrivere la reazione così (per evidenziare quale elemento perde elettroni e quale elemento invece ne acquista)

$CH_4 -> CO_2 + 8e^-$ e

$2O_2 + 8e^(-) -> CO_2 + 2H_2O$

Una sostanza ossidata è una sostanza che ha perso elettroni e che vede il suo stato di ossidazione alzarsi.
Una sostanza ridotta è una sostanza che acquista elettroni e che vede ridursi il suo stato di ossidazione.


L'agente ossidante è colui che accetta elettroni;
L'agente riducente è colui che dona elettroni.


Nel parlare di agente ossidante e riducente si nomina sempre il composto, non soltanto l'elemento.

Esempio:

$2Al + 3I_2 -> 2AlI_3$

Lo stato di ossidazione dell'Alluminio (Al) passa da 0 a +3 -> L'alluminio si è quindi ossidato ed è l'agente riducente

Lo stato di ossidazione dello iodio passa da 0 a -2 -> Lo iodio si è quindi ridotto ed è l'agente ossidante

BILANCIAMENTO DI EQUAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE

Esistono due metodi per bilanciare reazioni di ossidoriduzione: il metodo degli stati di ossidazione e delle semi-reazioni.

METODO DEGLI STATI DI OSSIDAZIONE

$C_2H_6 + O_2 -> CO_2 + H_2O$

1. Assegniamo lo stato di ossidazione a ciascun atomo e vediamo come varia lo stato di ossidazione di ogni singolo atomo
Lo stato di ossidazione del carbonio passa da -3 a +4 con un incremento di 7 (si ossidato, $C_2H_6$ è l'agente riducente);
Lo stato di ossidazione dell'ossigeno passa da 0 a -2 con un decremento di 2 (si è ridotto, $O_2$ è l'agente ossidante).

2. Individuati gli incrementi e i decrementi si scrive la reazione in questo modo:

$2C_2H_6 + 7O_2 -> CO_2 + H_2O$

3. Si bilancia il resto della reazione con le regole viste in precedenza e si ottiene la reazione bilanciata:

$2C_2H_6 + 7O_2 -> 4CO_2 + 6H_2O$

METODO DELLE SEMI-REAZIONI

Per reazioni che avvengono in soluzione è utile dividerla in due: una in cui vi è l'ossidazione e l'altra in cui vi è la riduzione. Il procedimento è leggermente diverso a seconda che l'ambiente sia acido o basico.

AMBIENTE ACIDO:
a) Scrivere le reazioni separate di ossidazione e riduzione;
b) per ciascuna semi-reazione occorre:
*bilanciare tutti gli elementi tranne H e O
*bilanciare O usando $H_2O$
*bilanciare H con ioni $H^+$
*bilanciare la carica con elettroni
c) il numero di elettroni trasferiti deve essere uguale. Si può quindi moltiplicare per un numero intero una o entrambe le semi-reazioni per raggiungere lo scopo
d) Sommare le semi-reazioni ed eliminare le specie identiche
e) Controllare infine che le cariche siano uguali.

Vediamo un esempio

$MnO_4^(-) + Fe^(2+) -> Fe^(3+) + Mn^(2+)$

Assegnati gli stati di ossidazioni dividiamo le due reazioni. Il ferro passa da +2 a +3 e quindi si ossida mentre il magnesio si riduce in quanto passa da +7 a +2.
Iniziamo ad analizzare la reazione di ossidazione:

$Fe^(2+) -> Fe^(3+)$

La reazione è già bilanciata e non ci sono né ossigeni né idrogeni. Calcoliamo ora le cariche della reazione a sinistra e a destra: le cariche devono essere uguali:

$Fe^(2+) -> Fe^(3+)$
2+ 3+

C'è un eccesso di carica a destra che va quindi "aggiustato" con un aggiunta di un elettrone (in modo tale che ci sia una carica 2+ sia a sinistra che a destra). La reazione diventa quindi:

$Fe^(2+) -> Fe^(3+) + e^-$

La reazione di ossidazione è quindi a posto. Andiamo a vedere quella di riduzione:

$MnO_4^(-) -> Mn^(2+).$

La reazione è già bilanciata, ma occorre bilanciare gli ossigeni: ce ne sono 4 a sinistra e nessuno a destra. Gli ossigeni si bilanciano con aggiunta di acqua:

$MnO_4^(-) -> Mn^(2+) + 4H_2O$

A questo punto abbiamo un eccesso di Idrogeni a destra che vanno bilanciati con ioni H^+ a sinistra:

$8H^(+) + MnO_4^(-) -> Mn^(2+) + 4H_2O$

Bilanciati gli elementi dobbiamo ora bilanciare le cariche:

$8H^(+) + MnO_4^(-) -> Mn^(2+) + 4H_2O$
8+ + 1- ........ 2+ + 0
7+ .............. 2+

A sinistra abbiamo un eccesso di carica pari a 5 elettroni che vanno quindi aggiunti alla reazione nel modo che segue:

$8H^(+) + MnO_4^(-) + 5e^(-) -> Mn^(2+) + 4H_2O$

Ora possiamo sommare le due semi-reazioni bilanciate non prima aver moltiplicato la reazione di ossidazione per cinque (dal momento che gli elettroni devono essere eliminati nella reazione finale).
Avremo quindi:

$8H^(+) + 5Fe^(2+) + MnO_4^(-) + 5e^(-) -> 5Fe^(3+) + Mn^(2+) + 4H_2O + 5e^-$

Gli elettroni vanno eliminati e la reazione bilanciata sarà:

$8H^(+) + 5Fe^(2+) + MnO_4^(-) -> 5Fe^(3+) + Mn^(2+) + 4H_2O $

Vediamo se le cariche coincidono: abbiamo una carica 17+ sia a destra che a sinistra, di conseguenza la reazione è stata correttamente bilanciata.

In un ambiente basico il procedimento è leggermente diverso:
a) Procedere fino all'aggiunta di ioni $H^+$ e di $H_2O$ come nella soluzione ACIDA
b) Sommare le due semi-reazioni
c) Aggiungere $OH^-$ tanto quanti $H^+$ ci sono sia da una parte della reazione che dall'altra (per formare $H_2O$ laddove ci sono sia ioni $H^+$ che ioni $OH^-$)
d) Eliminare il maggior numero di molecole di $H_2O$
e) Controllare le cariche

Vediamo l'esempio

$Ag + CN^(-) + O_2 -> Ag(CN)_2^-$

Una volta assegnati gli stati di ossidazione procediamo alla suddivisione della reazione nelle due semi-reazioni: una di ossidazione, l'altra di riduzione

$O_2 -> $
e
$Ag + 2CN^(-) -> Ag(CN)_2^-$

Bilanciamo e abbiamo

$4H^(+) + O_2 + 4e^(-) -> 2H_2O$
e
$Ag + 2CN^(-) -> Ag(CN)_2^(-) + e^-$

Moltiplichiamo la reazione di ossidazione per 4 in modo tale che gli elettroni, una volta sommate le reazioni, vengano eliminati. Sommiamo quindi le due semi-reazioni:

$4H^(+) + O_2 + 4e^(-) + 4Ag + 8CN^(-)- -> 4Ag(CN)_2^(-) + 4e^-$

Eliminiamo gli elettroni

$4H^(+) + O_2 + 4Ag + 8CN^(-) -> 4Ag(CN)_2^(-) + 2H_2O$

Aggiungiamo ora sia a sinistra che a destra ioni $OH^-$ (per l'esattezza 4, visto che a sinistra ci sono 4 ioni $H^+$)

$4H^(+) + 4OH^(-) + O_2 + 4Ag + CN^(-) -> 4Ag(CN)_2^(-) + 4OH^(-) + 2H_2O$

A destra si formerà $4H_2O (4H^(+) + 4OH^(-) -> 4H_2O) $

$4H_2O + O_2 + 4Ag + CN^(-) -> 4Ag(CN)_2^(-) + 4OH^(-) + 2H_2O$

Eliminiamo quante più molecole d'acqua possiamo e otteniamo la reazione bilanciata

$2H_2O + O_2 + 4Ag + CN^(-) -> 4Ag(CN)_2^(-) + 4OH^- $

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