Reazioni chimiche

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Reazioni chimiche

INTRODUZIONE.

Una reazione o trasformazione chimica comporta la formazione di nuove sostanze (prodotti) a partire da elementi e/o composti diversi (reagenti):

Reagenti à Prodotti

La rappresentazione di una reazione chimica attraverso le formule chimiche dei reagenti e dei prodotti, separate da una freccia, è detta “equazione chimica”. Qualsiasi equazione di reazione fornisce “dati qualitativi” sulla natura dei reagenti e dei prodotti e “dati quantitativi” sulle proporzioni secondo le quali i composti si formano e si consumano. Ad esempio, la reazione di formazione dell’ammoniaca NH₃:

N_2(g) + 3H_2(g) à 2 NH_3(g)

indica che la formazione di 2 molecole (o 2 moli) di ammoniaca richiede la scomparsa di 1 molecola (o 1 mole) di azoto e di 3 molecole (o 3 moli) di idrogeno. In base a tale equazione di reazione, si può stabilire che la formazione di 34g di NH₃ (due volte il peso della mole) richiede 28g di N₂ e 6g di H₂ (secondo la legge della conservazione della massa di A. Lavoisier); mediante semplici proporzioni, è possibile calcolare la quantità di reagenti necessari per formare una qualsiasi quantità di prodotto.

Da sottolineare che l’equazione di reazione fornisce esclusivamente i “rapporti” con cui le sostanze reagiscono e non va interpretata nel senso che si ottengono quantitativamente i prodotti finali con totale scomparsa dei reagenti (la maggior parte delle reazioni, infatti, raggiunge uno stato di equilibrio in cui solo una parte dei reagenti è stata consumata). La cosa da evidenziare è che, nel corso di una reazione chimica, il numero di atomi di ciascun elemento è lo stesso in entrambi i membri dell’equazione di reazione bilanciata (secondo la legge della conservazione della massa) anche se gli atomi cambiano disposizione in modo da formare sostanze completamente nuove, cioè con caratteristiche chimiche totalmente diverse da quelle dei reagenti.

Si consideri, ad esempio, la reazione tra idrogeno ed ossigeno per formare acqua; idrogeno ed ossigeno sono gas incolori ed inodori che formano una miscela esplosiva facilmente innescata da una scintilla o da una fiamma, mentre l’acqua prodotta è un liquido incolore stabile:

2H_2(g) + O_2(g) à 2H₂O_(l)

Altro esempio è la reazione tra sodio metallico (solido molto reattivo che reagisce spontaneamente con l’ossigeno ed il vapore acqueo dell’aria,per questo è conservato sotto etere di petrolio) e cloro gassoso (non metallo molto reattivo, tossico, giallo – verdognolo, che attacca molti metalli) con formazione di cloruro di sodio, solido bianco cristallino (comune sale da tavola):

2Na_(s)+ Cl_2(g)à 2NaCl_(s)

In entrambe le reazioni, il prodotto ha caratteristiche chimiche nettamente diverse da quelle dei reagenti.

RIASSUMENDO:

a) in una reazione chimica si formano sostanze completamente nuove;

b) una reazione chimica si scrive in termini di formule chimiche dei reagenti e dei prodotti, riportando anche il loro stato fisico tra parentesi tonde ( s = solido, l = liquido puro, g = gassoso, aq = soluzione acquosa);

c) una reazione chimica deve essere sempre bilanciata ponendo degli opportuni numeri davanti alle formule dei reagenti e dei prodotti; tali numeri rappresentano i coefficienti stechiometrici che indicano i “rapporti” con cui le sostanze si formano e si consumano.

CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI CHIMICHE.

Le reazioni chimiche vengono tradizionalmente classificate a seconda del tipo di trasformazione subita dai reagenti in:

reazioni di sintesi o di combinazione: due o più sostanze si combinano tra loro originando una sostanza più complessa;
reazioni di decomposizione: una sostanza subisce la scissione in composti più semplici o in elementi;
reazioni di scambio semplice: un elemento entra a far parte di un composto sostituendosi ad altri elementi che vengono liberati;
reazioni di doppio scambio: due sostanze entrano in reazione scambiandosi reciprocamente un atomo o un gruppo di atomi.

Reazioni di sintesi.

“Due o più sostanze pure relativamente semplici si uniscono per formare un composto più complesso”

A + B à C

ove A e B: elementi o composti

C: composto (sempre!)

ESEMPI:

Formazione degli ossidi: C + O₂ à CO₂

2C + O₂ à 2CO

S + O₂ à SO₂

4Cu + O₂ à 2Cu₂O

2Cu + O₂ à 2CuO

4Al + 3O₂ à 2Al₂O₃

Preparazione di un composto dai suoi elementi:

H₂ + Cl₂ à HCl

N₂ + 3H₂ à NH₃

Fe + S à FeS

Formazione dei carbonati (sali ternari) dagli ossidi:

MgO + CO₂ à MgCO₃

Reazioni di decomposizione.

“Un composto si decompone in due o più sostanze pure più semplici”

A à B + C

ove A: composto (sempre!)

B e C: composti più semplici o elementi

ESEMPI:

2HgO à 2Hg + O₂ (due elementi)

2KClO₃ à 2KCl + 3°₂ (un composto e un elemento)

CaCO₃ à CaO + CO₂ (due composti)

Reazioni di semplice scambio.

“Un elemento sposta un altro elemento da un composto, formando contemporaneamente un composto diverso”

A + BC à B + AC

ove A e B: elementi (sempre!)

BC e AC: composti (sempre!)

ESEMPIO: formazione di un sale binario per reazione di un metallo con un idracido

Zn + 2HCl à ZnCl₂ + H₂

Il metallo (zinco) sposta l’idrogeno dall’acido cloridrico e forma il cloruro di zinco.

Reazioni di doppio scambio.

“Avviene lo scambio da un composto all’altro di due elementi con formazione di due nuovi composti”

AC + BD à AD + BC

ove AC, BD, AD e BC sono sempre dei composti

ESEMPI:

Reazioni tra due sali diversi: 2KI + Pb(NO₃)₂ à PbI₂¯ + 2KNO₃
giallo
Reazione tra un sale ed un acido: 2NaNO₂ + H₂SO₄ à Na₂SO₄ + 2HNO₂

REAZIONI DI SINTESI

1) Reazioni tra OSSIDI BASICI e acqua per formare IDROSSIDI:

Na₂O + H₂O à 2NaOH (Idrossido di sodio da ossido di sodio)
Al₂O₃ + 3H₂O à 2Al(OH)₃ (Idrossido di alluminio da ossido di alluminio)
SnO₂ + 2H₂O à Sn(OH)₄ (Idrossido stannico da ossido stannico)

2) Reazioni tra OSSIDI ACIDI e acqua per ottenere OSSIACIDI:

SO₂ + H₂O à H₂SO₃ (Acido solforoso da anidride solforosa)
SO₃ + H₂O à H₂SO₄ (Acido solforico da anidride solforica)
CrO₃+ H₂O à H₂CrO₄ (Acido cromico da anidride cromica)

3) Reazioni tra OSSIDI ACIDI ed OSSIDI BASICI per formare i SALI OSSIGENATI:

CaO + CO₂ à CaCO₃ (Carbonato di calcio da ossido di calcio)
Na₂O + SiO₂ à Na₂SiO₃ (Silicato di sodio da silice e ossido di sodio)

REAZIONI DI DECOMPOSIZIONE

2KClO₃ à 2KCl + 3O₂ (decomposizione del clorato di potassio)
2H₂O₂ à 2H₂O + O₂ (decomposizione del perossido di idrogeno)

REAZIONI DI SPOSTAMENTO

1) Reazioni tra un ACIDO o un SALE con un metallo:

Fe + CuSO₄ à FeSO₄ + Cu
Zn + 2HCl à ZnCl₂ + H₂

2) Reazioni tra un OSSIDO BASICO e un ACIDO per formare un SALE:

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ à Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
SnO₂ + 4HCl à SnCl₄ + 2H₂O

3) Reazioni tra un OSSIDO ACIDO e un IDROSSIDO per formare SALI OSSIGENATI:

CO₂ + 2NaOH à Na₂CO₃ + H₂O
SO₃ + Mg(OH)₂ à MgSO₄ + H₂O

4) Reazioni tra un IDROSSIDO ed un ACIDO per formare un SALE:

Ca(OH)₂ + 2HCl à CaCl₂ + 2H₂O
2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ à Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

5) Reazioni tra un SALE ed un ACIDO:

AgNO₃ + HCl à AgCl + HNO₃
2CrCl₃ + 3H₂SO₄ à 6HCl + Cr₂(SO₄)₃

6) Reazioni tra due sali:

2 CrCl₃ + 3Na₂SO₄ à Cr₂(SO₄)₃ + 6NaCl
KCl + NaNO₃ à KNO₃ + NaCl

Effettivamente, tutti questi tipi di reazione possono essere ricondotti a classi più generali:

a) reazioni di associazione, dissociazione, complessazione (i prodotti che si formano non sono classificabili in schemi precisi) e precipitazione;

b) reazioni di neutralizzazione;

c) reazioni di ossidoriduzione.

Esistono anche altri criteri di classificazione delle reazioni chimiche:

in base al calore ceduto o acquistato à reazioni esotermiche o endotermiche
in base alla loro completezza à reazioni complete o reazioni all’equilibrio
in base allo stato di aggregazione dei reagenti à reazioni in fase omogenea o in fase eterogenea, reazioni in soluzione.

Fonte: http://sabbia.altervista.org/alterpages/files/REAZIONICHIMICHE.doc

Sito web da visitare: http://sabbia.altervista.org

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