Biologia 06 – Reazioni chimiche

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Biologia 06 – Reazioni chimiche 1 Biologia 06 – Reazioni chimiche

Una reazione chimica è una trasformazione della materia che avviene senza variazioni misurabili di massa.

Intervengono i reagenti, uno o più specie chimiche che modificano la loro struttura e composizione originaria per generare altre specie chimiche (dette prodotti).

Ciò avviene attraverso la formazione o la rottura dei legami chimici intramolecolari, con conseguente riorganizzazione degli elettroni più esterni di ciascun atomo.

Ogni reazione possiede la corrispondente reazione inversa.

Bilanciamento di una reazione chimica

Il bilanciamento serve a fare in modo che il numero di atomi di un elemento sia uguale tra reagenti e i prodotti. Questo perché, secondo la legge di Lavoisier¸ la somma delle masse dei reagenti che partecipano ad una reazione chimica deve essere uguale alla somma delle masse dei prodotti. Quindi, sapendo quali sono i reagenti e quali i prodotti, ma non conoscendone le quantità, bisogna procedere al bilanciamento, affinchè il numero dei vari atomi siano li stessi sia a destra che a sinistra.

A tale scopo bisogna inserire dei numeri chiamati coefficienti stechiometrici, che indicano il numero di molecole coinvolte nella reazione.

Coefficienti stechiometrici

L’acqua (H

2

O) è formata da due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno. Se alla formula dell'acqua facciamo precedere il coefficiente 2 (2 H

2

O), vuol dire che nella reazione sono coinvolte 2 molecole di acqua. In totale saranno quindi coinvolti 4 atomi di idrogeno e 2 atomi di ossigeno. Ca(OH)

2

è invece formato da 1 atomo di Ca, 2 atomi di O e 2 atomi di H. Se a tale formula facciamo precedere il coefficiente 3 3 (Ca(OH)

2

) vuol dire che in totale sono coinvolti 3 atomi di Ca, 6 di H e 6 di O.

Non ci sono regole precise da seguire per bilanciare una reazione. Tuttavia, il più delle volte è consigliabile partire dai metalli e dai non metalli, solo raramente conviene partire bilanciando O e H.

1° esempio

Supponiamo di voler bilanciare la seguente reazione: H

3

PO

4

+ Ca(OH)

2

→ Ca

3

(PO

4

)

2

+ H

2

O

 Bilanciamo la reazione partendo da un metallo o da un non metallo. Bilanciamo il calcio: ci sono tre atomi di calcio a destra e uno a sinistra, ponendo il coefficiente 3 davanti a Ca(OH)2 si ottiene:

H

3

PO

4

+ 3 Ca(OH)

2

→ Ca

3

(PO

4

)

2

+ H

2

O

 Bilanciamo P ponendo un 2 davanti a H

3

PO

4

: 2 H

3

PO

4

+ 3 Ca(OH)

2

→ Ca

3

(PO

4

)

2

+ H

2

O

 Bilanciamo H: in 2 H

3

PO

4

abbiamo 6 atomi di H, in 3 Ca(OH)

2

abbiamo 6 atomi di H, in totale tra i reagenti abbiamo 12 atomi di H. Tra i prodotti invece abbiamo 2 atomi di H. Poniamo quindi un 6 davanti a H

2

O ed otteniamo:

2 H

3

PO

4

+ 3 Ca(OH)

2

→ Ca

3

(PO

4

)2 + 6 H

2

O

 Rimane da bilanciare O ma ne abbiamo 18 sia a sinistra della freccia che a destra. E' già bilanciato.

2° esempio

Prendiamo la reazione: BaCl

2

+ Fe

2

(SO

4

)

3

→ BaSO

4

+ FeCl

3

 Bilanciamo S: Bisogna tenere conto che in Fe

2

(SO

4

)

3

abbiamo 2 atomi di Fe, 3 di S , e 12 di O. A sinistra della reazione abbiamo 3 atomi di S a destra 1. Mettiamo un 3 (che è un coefficiente stechiometrico) davanti a BaSO

4

in modo da bilanciare gli atomi di S:

BaCl

2

+ Fe

2

(SO

4

)

3

→ 3 BaSO

4

+ FeCl

3

 S ora è stato bilanciato. Ora bilanciamo Cl in BaCl

2

abbiamo solo 2 atomi di Cl in FeCl

3

abbiamo 3 atomi di Cl, quindi per bilanciare Cl:

3 BaCl

2

+ Fe

2

(SO

4

)

3

→ 3 BaSO

4

+ 2 FeCl

3

 Rimane da bilanciare O: in Fe

2

(SO

4

)

3

abbiamo 12 atomi di O, in 3 BaSO

4

abbiamo 12 atomi di O,

quindi è già bilanciato.

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Biologia 06 – Reazioni chimiche 2 Mole

Le reazioni chimiche non avvengono mai tra 1 o 2 molecole, ma in quantità notevolmente maggiori. Per questo, è indispensabile introdurre un’unità di misura che permetta di descrivere le quantità che reagiscono.

La mole è l’unità di misura del numero di molecole o atomi contenute in una certa quantità di materia.

Una mole di un certo elemento contiene sempre lo stesso numero di particelle, che equivale al numero di Avogadro, N

A

= 6,2310*

²³

.

Una mole corrisponde al peso atomico di un elemento espresso in grammi anziché in dalton. Il peso atomico di un elemento si trova sulla tavola periodica.

Ad esempio: lo zolfo (S) ha peso atomico di 31 dalton, quindi una mole di zolfo equivale a 31 grammi di zolfo (cioè in quei 31 grammi di polvere giallastra ci sono esattamente 6,23*10

²³

atomi di zolfo). Se in una reazione trovo: 4S + 3O

2

 2S

2

O

3

, ovviamente non potrò far reagire solo 4 atomi di zolfo con 3 molecole di ossigeno. Farò quindi reagire 4 moli di zolfo (124 g) con 3 moli di ossigeno molecolare (96 g) e otterrò 2 moli di ossido solforico (220 g).

Concentrazione e soluzioni

La concentrazione di una soluzione è un modo per indicare quanto soluto è disciolto all’interno di quanto solvente. Spesso i reagenti che si usano per le reazioni sono in soluzione acquosa, quindi occorre saper leggere le concentrazioni per capire quanto reagente è disciolto in una soluzione. Esistono vari modi per misurare la concentrazione di una soluzione. Le unità di misura più comuni sono:

 Percentuale v/v: (ml di solvente)/(ml di soluzione) * 100

 Percentuale p/p: (g di solvente)/(g di soluzione) * 100

 Percentuale p/v: (g di solvente)/(ml di soluzione) * 100

 Molarità: (n di moli di solvente)/(l di soluzione) Tipologie di reazioni

Reazioni di decomposizione (A  B + C)

Le reazioni di decomposizione sono quelle reazioni nelle quali da un unico reagente si vengono a formare due o più prodotti. Di solito uno dei prodotti finali è fisso. Può trattarsi di O

2

, H

2

O o CO

2

.

Reazioni di sintesi (A + B  C)

Le reazioni di sintesi sono quelle reazioni nelle quali da due o più reagenti si viene a formare un unico prodotto. Appartengono a questa categoria le seguenti reazioni:

 Non metallo + O

2

 ossido acido. Metallo + O

2

 ossido basico.

 Non metallo + H

2

 idracido. Metallo + H

2

 idruro.

 Non metallo + H

2

O  Ossiacido. Metallo + H

2

O  idrossido.

Reazioni di scambio semplice (A + BC  AC + B)

Le reazioni di scambio o di spostamento sono quelle reazioni chimiche nelle quali un elemento libero (A) sostituisce e prende il posto di un elemento (B) presente nel composto (BC). Un esempio è costituito dalle reazioni tipo: metallo + idracido  Sale binario + H

2

.

Reazioni di doppio scambio (AB + CD  AC + BD)

Sono quelle reazioni chimiche nelle quali due composti (AB e CD) si scambiano una delle specie chimiche che li compongono. Reazioni di questo tipo sono ad esempio:

 le reazioni in cui due sali si scambiano i radicali

 le reazioni in cui un idrossido reagisce con un acido generando un sale e dell’acqua

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Biologia 06 – Reazioni chimiche 3

Reazione redox

La reazione di ossidazione è una reazione in cui una specie chimica, atomo o ione perde elettroni. Il suo numero di ossidazione aumenta. Esempio: Fe → Fe

²⁺

+ 2 e

^-

.

La reazione di riduzione è una reazione in cui una specie chimica, atomo o ione acquista elettroni. Il suo numero di ossidazione diminuisce. Esempio: 2H

⁺

+ 2e

^-

→ H

2

.

E' chiaro che se in una reazione chimica, un elemento si ossida perdendo elettroni, dovrà esistere un altro elemento che, acquistando gli elettroni, si riduce. Pertanto le reazioni di ossidazione e di riduzione devono avvenire contemporaneamente. Si parla quindi di reazioni di ossidoriduzione o di reazioni redox.

Si definisce inoltre ossidante la specie chimica che si riduce e che quindi determina l'ossidazione di un'altra specie. Si definisce riducente la specie chimica che si ossida e che quindi determina la riduzione di un'altra specie.

Le reazioni redox possono portare alla formazione dei radicali, ovvero di molecole o atomi che hanno un elettrone spaiato (indicato con

^.

accanto all’elemento, come ad es.: O

2

. , detto anione superossido).

Alcuni di questi radicali, come i radicali dell’ossigeno (ROS) o i radicali dell’azoto (RNS) vengono prodotti fisiologicamente nel nostro organismo, ma, se prodotti in larghe quantità, generano dei danni dovuti proprio alla loro “avidità” di elettroni.

Un esempio di reazione redox che avviene all’interno del nostro organismo è la reazione di Haber-Weiss, una reazione che porta alla formazione del radicale ossidrilico (

^.

OH), dannoso per le cellule.

Tale reazione è l’unione di due sottoreazioni:

1) Fe

³⁺

+ O

2

.  Fe

²⁺

+ O

2

2) Fe

²⁺

+ H

2

O

2

 Fe

³⁺

+ ^. OH +

^-

OH

¹

Essenziale in questa reazione è il ferro, che si riduce e si ossida determinando la formazione del radicale ossidrilico. È una reazione che si autoalimenta (in quanto il Fe

³⁺

della fase 2 diventa disponibile per un’altra fase 1).

1 Lo ione ossidrile (^-OH) ha due elettroni spaiati attorno all’ossigeno, mentre il radicale ossidrile (^.OH) ne ha solo uno.