Reazioni chimiche. da integrare dal libro di testo consigliato Arnaldo Peloso, Cortina Ed., Problemi di chimica generale, Cap.

Reazioni chimiche

Sono trasformazioni di reagenti in prodotti espresse mediante una equazione chimica nel rispetto del principio della conservazione della massa totale dei reagenti R e prodotti P di reazione.

aA + bB + ... → cC + dD + ...

Un equazione chimica è bilanciata premettendo alle formule di ogni sostanza (R o P) dei numeri interi opportuni e i più piccoli possibili (coefficienti stechiometrici)

da integrare dal libro di testo consigliato Arnaldo Peloso, Cortina Ed., Problemi di chimica generale, Cap. 2 e 6

CH₄ + O₂  CO₂ + H₂O

CH₄ + 2 O₂  CO₂ + 2 H₂O 2 CH₄ + 4 O₂  2 CO₂ + 4 H₂O

Na₂ CO₃ + 2 HCl  2 NaCl + CO₂ + H₂O

2 Na⁺ + CO₃^2- + 2 H⁺ + 2 Cl^–  2 Na⁺ + 2 Cl^– + CO₂ + H₂O CO₃^2- + 2 H⁺  CO₂ + H₂O

Bilanciamento delle reazioni chimiche

aA + bB + ... → cC + dD + ...

I coefficienti stechiometrici si determinano con il metodo algebrico in base al:

• principio di conservazione della massa

• principio di conservazione della carica globale

Esempi

Na₂ CO₃ + HCl  NaCl + CO₂ + H₂O a Na₂ CO₃ + b HCl  c NaCl + d CO₂ + e H₂O Na 2a = c

C a = d

O 3a = 2d + e H b = 2e

Cl b = c

Na 2 = c

C a = d = 1 O 1 = e

H 2 = b

Cl b = c = 2 se a = 1

Na₂ CO₃ + 2 HCl  2 NaCl + CO₂ + H₂O

CH₃ CH₂ CH₂ OH + O₂  CO₂ + H₂O

a CH₃ CH₂ CH₂ OH + b O₂  c CO₂ + d H₂O

C 3a = c H 8 a = 2 d

O a + 2b = 2 c + d

C c = 3 H 4 = d O 9/2 = b se a = 1

2 CH₃ CH₂ CH₂ OH + 9 O₂  6 CO₂ + 8 H₂O

 2

CO₃^2- + H⁺ CO₂ + H₂O

C a = c

O 3a = 2c + d H b = 2d

C a = c = 1 O 1 = d H 2 = b se a = 1

a CO₃^2- + b H⁺ c CO₂ + d H₂O

CO₃^2- + 2 H⁺ CO₂ + H₂O

Sn + OH^– + H₂O  HSnO₂^– + H₂

Sn a = d

O b + c = 2 d

H b + 2c = d + 2e

C a = d = 1 O 1 = c

H 1 = e se a = 1

a Sn + b OH^– + c H₂O  d HSnO₂^– + e H₂

Sn + OH^– + H₂O  HSnO₂^– + H₂

– b = – d b = 1

Cu²⁺ + CN^–  CuCN + (CN)₂

Cu a = c

C b = c + 2 d N b = c + 2 d

Cu a = c = 1 C 1/2 = d se a = 1

a Cu²⁺ + b CN^–  c CuCN + d (CN)₂

2 Cu²⁺ + 4 CN^–  2 CuCN + (CN)₂

2a – b = 0 b = 2

 2

Un'equazione bilanciata consente di trarre informazioni quantitative: se n_C moli di C sono prodotte da n_A moli di A secondo la stechiometria fissata,

allora valgono i rapporti relativi:

a c n

n 

A C

A

C

n

a n  c 

Correlazioni ponderali

aA + bB + ....

→

Reazioni chimiche

1. Reazioni inorganiche 2. Reazioni organiche

1. Reazioni omogenee 2. Reazioni eterogenee

1. Reazioni quantitative 2. Reazioni di equilibrio

1. Reazioni esotermiche 2. Reazioni endotermiche 1. Reazioni acido-base

2. Reazioni di precipitazione 3. Reazioni di complessazione 4. Reazioni di ossidoriduzione

Reazione quantitativa

Reazione che procede fino ad esaurimento di ALMENO UNO dei reagenti

aA + bB + .... → cC + dD + ...

Reazione non quantitativa

1. i reagenti prendono parte a reazioni simultanee 2. i prodotti reagiscono rigenerando i reagenti

Resa delle reazioni

È il rapporto tra la massa (o le moli) del prodotto ottenuto e quella(e) del medesimo prodotto che in teoria si dovrebbe(ro) avere se la reazione procedesse fino ad esaurimento di ALMENO UNO dei reagenti

Equilibri chimici

Ogni reazione chimica raggiunge nel tempo una condizione di equilibrio che può essere spostato più o meno decisamente verso i prodotti di reazione.

aA + bB + ... cC + dD + ...

L'equilibrio chimico è la condizione in cui le concentrazionidi tutte le specie chimiche presenti in un sistema sono costanti nel tempo.

REAZIONE REVERSIBILE

SE I PRODOTTI DI REAZIONE SONO IN GRADO DI REAGIRE FRA LORO PER RIGENERARE LE SOSTANZE CHE LI HANNO GENERATI.

Reazione diretta

Reazione indiretta

Una reazione ha raggiunto lo stato di equilibrio quando le concentrazioni di reagenti e prodotti non variano nel tempo.

K>1 verso i prodotti K<1 verso i reagenti

Ogni reazione chimica all'equilibrio è caratterizzata da una costante di equilibrio dipendente da pressione, temperatura e forza ionica.

K = K(I, p, T) ^I   ^z

^c

2

1

Le condizioni di equilibrio di una reazione reversibile sono regolate dalla legge di Guldberg e Waage (legge di azione di massa), corretta solo per i sistemi in cui le interazioni molecolari o ioniche fra le varie sostanze sono nulle o trascurabili.

1.K_eq apparente (K_c , K_p , K_x)

2.°K_eq termodinamica

Legge di azione di massa

aA + bB + ... cC + dD + ...

   

   

d c

B A

D C

B D

b a

d c

A C







  

 

K c

 K

B D

b a

d c

A C









a

= 

c

Nelle soluzioni concentrate, ioni di carica opposta tendono ad attrarsi reciprocamente, sicché la loro attitudine a partecipare alle

reazioni chimiche risulta diminuita.

Legge di azione di massa

L'attività ionica definisce, in termini pratici, la concentrazione effettiva di una specie che può prendere parte ad una reazione Essendo presenti in soluzione vari tipi di interazioni, accade che una certa quantità di particelle resta impedita nel prendere parte al processo chimico.

ATTIVITÀ E CONCENTRAZIONE

Tanto più una soluzione è concentrata, tanto più gli ioni in essa presente sono soggetti ad interazioni reciproche. Gli ioni hanno minore libertà individuale.

L’attività è la concentrazione attiva in soluzione, cioè la concentrazione così com'è determinata dalla minore libertà degli ioni in soluzione.

Maggiore è la forza ionica minore è il coefficiente di attività.

Maggiore è la carica ionica minore è il coefficiente di attività..

attività a =  C

coefficiente di attività 0    1

forza ionica I = ½  C_i.z_i²

a

= 

c

Teoria elettrostatica di Debye-Hüchel: _i = f (I)T, solvente

0.1M con

log





 

  ^I

I I c z

z

I

1 5 . 0 2

1



L'attività di una sostanza è data dal rapporto tra l'attività che la sostanza presenta nelle condizioni di reazione e l'attività della stessa sostanza allo stato standard.

Questo implica che l'attività delle specie pure è unitaria.

Coefficienti di attività I z_i = 1 z_i = 2 z_i = 3 z_i = 4

0.001 0.95 0.85 0.75 0.55 0.005 0.92 0.72 0.52 0.32 0.01 0.90 0.60 0.40 0.20 0.05 0.85 0.45 0.15 0.05 0.1 0.80 0.35 0.10 0.01

EQUILIBRIO CHIMICO

Per una reazione generica e per soluzioni diluite aA + bB cC + dD

si ha:

   

   

d c

conc A B

D K C



 

b B a

A

d D c

C

eq a a

a K a

T 

 

Nel caso di prodotti gassosi, si usa la pressione P al posto della concentrazione.

L’attività di composti ed elementi puri è assunta come unitaria e non compare nell’equazione della costante di equilibrio.

La concentrazione di composti ed elementi puri (o praticamente puri, come nel caso dell’acqua quando è il solvente di soluzioni diluite), è praticamente costante, e non compare nell’equazione della costante di equilibrio.





NO_{2 (g)} NO _(g) + ½ O_{2 (g)}

  

 

2 / 1 2

2 / 1 2

NO O

NO M

K_c 



[Ag(NH₃)₂]⁺_(aq) Ag⁺ (aq) + 2NH_{3 (aq)}

  ^{ }





2 3

) Ag(NH

NH

Ag M

K_{c }







2 COF_{2 (g)} CO_{2 (g)} + CF_{4 (g)}

  





4 2

COF CF

 CO Kc

Principio di Le Châtelier

La legge di azione di massa esprime in termini quantitativi il Principio di Le Châtelier o dell’equilibrio mobile

ogni sistema tende a reagire ad una modifica impostagli dall'esterno minimizzandone gli effetti.

Effetto di concentrazione

Tenendo presente che a temperatura costante K_eq rimane invariata, la concentrazione dei reagenti e dei prodotti al'equilibrio cambia in risposta a modifiche delle condizioni del sistema stesso.

Aggiungendo un reagente per esempio, l'equilibrio si sposta a destra e aumenta pertanto la concentrazione dei prodotti, per mantenere costante K_eq.

Al contrario, l'aggiunta di prodotti sposta l'equilibrio a sinistra

aA + bB + ... cC + dD + ...

Principio di Le Châtelier

ogni sistema tende a reagire ad una modifica impostagli dall'esterno minimizzandone gli effetti.

Effetto di temperatura

Variando infine la temperatura (in questo caso cambia però anche la costante di equilibrio), si possono intuitivamente intendere le risposte del sistema considerando il calore come una sorta di reagente/prodotto coinvolto nella reazione.

Una variazione della temperatura determina uno spostamento dell'equilibrio a secondo l'esotermicità o meno della reazione

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ ΔH = -92kJ/mol

favorita da una diminuizione della temperatura

Principio di Le Châtelier

ogni sistema tende a reagire ad una modifica impostagli dall'esterno minimizzandone gli effetti.

Effetto di pressione

Se si aumenta la pressione totale del sistema, per il principio di Le Chatelier l'equilibrio tenderà a ridurla.

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ ΔH = -92kJ/mol

favorita da un aumento della pressione

Un'equazione bilanciata consente di trarre informazioni quantitative: se n_C moli di C sono prodotte da n_A moli di A secondo la stechiometria fissata,

allora valgono i rapporti relativi:

a c n

n 

A C

A

C

n

a n  c 

Correlazioni ponderali

aA + bB + ....

→ →

Composizione delle miscele di reazione di sistemi omogenei

in condizione di equilibrio

aA + bB cC + dD

ad

equilibrio raggiunto

inizio C_A C_B C_C C_D

C_A – x ^{C x} a b

B  C x

a c

C  C x

a d

D 

se A reagisce con B allora a:b come x:y con y = x con x frazione di a

ed y frazione di b

b a

Composizione delle miscele di reazione di sistemi omogenei

in condizione di equilibrio

aA + bB cC + dD

La legge di azione di massa consente di trarre informazioni quantitative sulla composizione che avrà una miscela di reazione all'equilibrio, note le

condizioni iniziali

K =

x C a

c

C 

c

x C a

d

D 

d

C_A – x a

x C a

b

B 

b

Reazioni di dissociazione

1. CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

2. COCl₂ (g) CO (g) + Cl₂ (g)

3. [Zn(NH₃) ₄]²⁺_aq Zn²⁺_aq + 4 NH_{3 aq}

Reazioni in cui un composto da solo produce altre specie chimiche

ML _n M + nL

inizio C₀ 0 0

C₀ – x x n x

ad equilibrio

raggiunto C₀ ( 1 –







Reazioni di dissociazione

0

0

C

n

n

x



 

Composizione delle miscele di reazione di sistemi eterogenei

in condizione di equilibrio

1. 2 Hg (l) + O₂ (g) 2HgO (s)

2. CO₃^2- (aq) + 2H⁺ (aq) H₂O + CO₂ (g)

3. Ag⁺ _solvatato + Cl^–_solvatato AgCl (s)

Le concentrazioni delle sostanze presenti come specie solide o liquide PURE sono omesse nell’espressione delle K_eq di una reazione reversibile eterogenea poiché è

costante il loro contributo nel determinare il valore della K_eq