le reazioni chimiche

1. Le reazioni chimiche

2. Trasformazioni fisiche e trasformazioni chimiche
• Una trasformazione fisica modifica le
caratteristiche fisiche di una sostanza, la sua
identità chimica resterà invariata
• (es.: acqua liquida acqua solida)
• Una trasformazione (o reazione ) chimica è un
processo in cui una o più sostanze (reagenti)
vengono trasformate in una o più sostanze
diverse (prodotti)
• (es.: Fe(s) + S(s) FeS(s))

3. Principali tipi di reazione
• Sintesi
• Decomposizione
• Sostituzione
• Doppio scambio
• Acido-base
• Ossidoriduzione

4. Schemi di alcuni tipi di reazione

5. Esperienze di laboratorio
Tipi di reazioni chimiche
a. Solubilizzare circa 100 mg di rame metallico con 2
ml di HNO3 6 M
b. Aggiungervi NaOH 6M goccia a goccia: precipiterà
Cu(OH)2 (blu chiaro)
c. Riscaldare su piastra finché il precipitato non sarà
stato convertito in CuO (nero), filtrare il precipitato
d. Sciogliere il precipitato in HCl 6M: si formerà una
soluzione verde (CuCl2)
e. Aggiungere alla soluzione zinco metallico: si
svilupperà H2 e precipiterà rame metallico

6. Equazioni chimiche
aA + bB cC + dD
Le equazioni chimiche vengono utilizzate per
illustrare graficamente una reazione.
Le formule chimiche dei reagenti sono
riportate a sinistra, mentre quelle dei prodotti
vengono scritte a destra.
La freccia indica la direzione e il tipo di
reazione.

7. BILANCIAMENTO DI UNA
REAZIONE (1)
Le equazioni che descrivono le reazioni chimiche
devono essere bilanciate, quindi lo stesso numero di
atomi di ogni elemento deve essere presente ad
entrambe le estremità dell’equazione:
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l)
Una molecola di metano reagisce con 2 molecole di
ossigeno per produrre una molecola di anidride
carbonica e 2 di acqua.
Il numero 2 che precede O2 e H2O è un coefficiente
stechiometrico.

8. BILANCIAMENTO DI UNA
REAZIONE(2)
1) Scrivere l’equazione non bilanciata con i reagenti a
sinistra e i prodotti a destra, separati da una freccia;
2) Applicare la legge della conservazione di massa per
avere lo stesso numero di atomi di ogni elemento ai
due lati dell’equazione, può essere utile partire da
un elemento che compaia in un solo reagente ed in
un solo prodotto;
3) Procedere un elemento alla volta, fino a bilanciarli
tutti;
4) Bilanciare le formule chimiche mediante dei
coefficienti stechiometrici.

9. Reazioni con trasferimento di
una specie carica
• REAZIONI ACIDO-BASE
(in acqua con trasferimento di ioni H+)
• REAZIONI DI OSSIDORIDUZIONE
(scambio di elettroni tra i reagenti)

10. REAZIONI ACIDO-BASE (1)
• Teoria di Arrhenius: un acido è una sostanza
che aumenta la concentrazione di ioni idronio
(H3O+) in soluzione acquosa, mentre una base
è una sostanza che aumenta la concentrazione
di ioni idrossido (OH-) in soluzione acquosa
• Teoria di Brønsted-Lowry: un acido è un
donatore di protoni, mentre una base è un
accettore di protoni
• Teoria di Lewis: un acido è un elettron-
accettore, mentre una base è un elettron-
donatore.

11. REAZIONI ACIDO-BASE (2)
• Quando un acido ed una base reagiscono
insieme si “neutralizzano” formando un sale
(es.: NaOH(aq) + HCl(aq) Na+ + Cl- + H2O(l))
• La scala del pH dà misura quantitativa
dell’acidità o della basicità di una sostanza;
una soluzione acquosa con pH>7 è considerata
basica, con pH<7 è considerata acida, con
pH=7 è considerata neutra
(pH = - log [H+])

12. REAZIONI ACIDO-BASE (3)
• Gli indicatori di pH sono composti che
subiscono un cambiamento visibile
(solitamente di colore) intorno al punto in cui
si ha il passaggio da una forma acida ad una
forma basica
• Per stabilizzare il pH di una soluzione si
utilizzano le cosiddette soluzioni tampone
costituite da un acido debole con un suo sale
o da una base debole con un suo sale

13. Esperienze di laboratorio
misure di pH mediante l’utilizzo di
indicatori (1)
• Per eliminare la CO2, far bollire 400 ml di acqua
deionizzata scaldandola per circa 10 minuti,
coprire il becher e lasciar raffreddare
• Prelevare 5,0 ml di HCl 1,0 M e diluire la
soluzione a 50 ml con l’acqua precedentemente
preparata e versarne 10 ml in una provetta
• Prelevare 5,0 ml da questa soluzione e diluirla
ancora a 50 ml, sempre con l’acqua preparata in
precedenza, e versarne 10 ml in una provetta

14. Esperienze di laboratorio
misure di pH mediante l’utilizzo di
indicatori (2)
• Ripetere il procedimento con la seconda
soluzione e prelevarne due campioni da 10 ml
• Ripetere altre due volte il procedimento di
diluizione e versarne ogni volta 10 ml in una
provetta
• Calcolare la concentrazione di ioni idrogeno in
ciascuna provetta e trovare i corrispondenti
valori di pH

15. Esperienze di laboratorio
misure di pH mediante l’utilizzo di
indicatori (3)
• Aggiungere nelle prime 3 provette due gocce
di blu timolo, agitare bene e annotare il colore
formatosi
• Aggiungere nelle altre 3 provette due gocce di
arancio di metile, agitare bene e annotare il
colore formatosi
• Dalle osservazioni effettuate, cercare di
individuare l’intervallo di pH in cui i due
indicatori cambiano colore

16. Esperienze di laboratorio
misure di pH mediante l’utilizzo di
indicatori (4)
• Utilizzando delle soluzioni di cui non si
conosce il pH, prelevare due campioni di 10 ml
da ciascuna ed aggiungere in una due gocce di
blu timolo e nell’altra due gocce di arancio
metile e agitare
• Confrontare i colori ottenuti con gli standard
precedentemente preparati e stimare il valore
del pH delle soluzioni incognite

17. Reazioni di ossidoriduzione (1)
In una reazione di ossidoriduzione si ha il
trasferimento di uno o più elettroni da una specie
riducente ad una specie ossidante, ciò provoca la
riduzione della carica elettrica reale o apparente
dell’atomo che viene ridotto e,
contemporaneamente, l’aumento della carica
elettrica reale o apparente dell’atomo che viene
ossidato.

18. Reazioni di ossidoriduzione (2)
Le reazioni di ossidoriduzione si possono
suddividere in due parti: una semireazione di
ossidazione ed una semireazione di riduzione
Il bilanciamento di queste due semireazioni
consente di bilanciare l’equazione complessiva

19. Reazioni di ossidoriduzione (3)
Esempio di bilanciamento di una reazione di ossidoriduzione:
HNO3 + H2S NO + S + H2O
[N+5 + 3e- N+2] * 2+
[S-2 S + 2e-] * 3
2N+5 + 3S-2 2N+2 + 3S
Quindi, riportando i valori ottenuti nell’equazione e bilanciando
gli altri elementi presenti, si ottiene l’equazione bilanciata:
2HNO3 + 3H2S 2NO + 3 S + 4H2O

20. Esperienze di laboratorio
Reazioni di ossidoriduzione (1)
• Prendere una barretta di rame, una di zinco ed
una di piombo, pulirne un lato con della carta
abrasiva e disporle una accanto all’altra
• Versare su ciascuna barretta una goccia di
soluzioni contenenti ioni metallici secondo la
seguente tabella:
Metallo Soluzioni
Rame, Cu Zn+2, Pb+2, Ag+
Zinco, Zn Cu+2, Pb+2, Ag+
Piombo, Pb Cu+2, Zn+2, Ag+

21. Esperienze di laboratorio
Reazioni di ossidoriduzione (2)
• Stabilire quali combinazioni danno luogo a
reazioni di ossidoriduzione e, per ciascuna,
scrivere le semireazioni di ossidazione e riduzione
• Bilanciare, dove necessario, e sommare le due
semireazioni in modo da ottenere l’equazione
complessiva di ossidoriduzione
• Stabilire la forza degli agenti ossidanti in base al
numero di specie che sono in grado di ossidare

22. Reazioni esotermiche ed
endotermiche (1)
1. Rottura dei legami dei reagenti: assorbimento di
energia
2. Formazione dei legami dei prodotti: emissione di
energia
Se i legami che si formano hanno energia minore
di quelli che si rompono, la reazione si dice
endoenergetica, in caso contrario esoenergetica
Nel caso in cui l’energia coinvolta sia energia
termica, si parla di reazione endotermica o
esotermica

23. Reazioni esotermiche ed
endotermiche (2)
• Una reazione può avvenire solo se le specie
reagenti possiedono energia sufficiente a
rompere i legami
• Tale energia minima è detta
ENERGIA DI ATTIVAZIONE
• Prima di liberare l’energia dei legami che si
stanno formando nei prodotti, il sistema
forma il cosiddetto “complesso attivato”

24. Reazioni esotermiche ed
endotermiche (3)

25. Esperienze di laboratorio
Reazioni esotermiche
• Prelevare 20 ml di soluzione HCl 1,0 M e 20 ml
di soluzione NaOH 1,0 M
• Versare la soluzione di NaOH in un becher e
misurarne la temperatura
• Aggiungere poco alla volta la soluzione di HCl
e misurare la temperatura finale

26. Esperienze di laboratorio
Reazioni endotermiche
• Mettere dell’acqua distillata in un becher ed
immergervi una provetta contenente 5 ml di
acqua distillata ed un termometro
• Leggere la temperatura iniziale dell’acqua
• Appoggiare il becher con la provetta su una lastra
di vetro ricoperta con un sottile strato d’acqua,
aggiungere del triossonitrato di ammonio nel
becher ed agitare fino a soluzione avvenuta
• Controllare l’acqua all’interno della provetta e la
temperatura misurata dal termometro

27. Entalpia
• Il calore di reazione a pressione costante si
definisce variazione di entalpia H
H = Hprodotti – Hreagenti
• Nelle reazioni esotermiche H<0
• Nelle reazioni endotermiche H>0
• Si definisce l’entalpia di formazione standard di
un composto (H0
f) la variazione di entalpia
connessa alla formazione di una mole del
composto a partire dagli elementi, in condizioni
standard

28. Entropia
• L’entropia è una misura del disordine di un
sistema.
• Un cambiamento spontaneo per un processo
irreversibile in un sistema isolato comporta
sempre un aumento di entropia
S≥0
• Tutti i processi spontanei sono irreversibili,
quindi l’entropia dell’universo è in costante
aumento

29. Energia Libera
• Se, a temperatura e pressione costante, una reazione
può produrre lavoro utile essa è spontanea
• L’energia libera rappresenta il massimo lavoro utile
che un sistema può fornire nelle trasformazioni che
avvengono a temperatura e pressione costanti
• Una reazione, a temperatura e pressione costanti,
avviene spontaneamente solo se è accompagnata da
una diminuzione di energia libera
G = H0
f - S0
f * T < 0

30. Cinetica delle reazioni (1)
La velocità con cui una reazione procede
dipende da:
1. Concentrazione dei reagenti
2. Area superficiale dei reagenti
3. Stato fisico dei reagenti
4. Pressione
5. Energia di attivazione
6. Temperatura
7. Presenza di catalizzatori

31. Cinetica delle reazioni(2)
EQUILIBRIO CHIMICO
• La maggior parte delle reazioni chimiche è
reversibile, ciò significa che la reazione diretta
e quella inversa si verificano
contemporaneamente e sono in competizione
tra loro, l’unica differenza è la diversa velocità
con cui avvengono.
Si dice che una reazione ha raggiunto
l’equilibrio quando la velocità della reazione
inversa eguaglia quella della reazione diretta.

32. Cinetica delle reazioni(3)

33. Cinetica delle reazioni(4)

34. Cinetica delle reazioni(5)

35. Esperienze di laboratorio
velocità di reazione (1)
• Soluzione A: in 1 l versare 50 g KI, 90 mg di
Na2S2O3, 10 ml di soluzione di amido al 5%
• Soluzione B: in 1 l versare 5g di Na2S2O3
• Prelevare 10 ml da ognuna delle soluzioni e
versarle contemporaneamente in un becher
• Rilevare il tempo fino alla comparsa di una
colorazione blu scuro

36. Esperienze di laboratorio
velocità di reazione (2)
• Ripetere l’esperienza diluendo i 10 ml della
soluzione B con 2, 4, 6 e 8 ml di acqua
deionizzata
• Ripetere l’esperienza aggiungendo alla
soluzione A una goccia di CuSO4 come
catalizzatore
• Ripetere l’esperienza raffreddando di 10° le
due soluzioni in un becher con acqua e
ghiaccio e riscaldandole di 10° e 20° rispetto
alla temperatura ambiente