EQUAZIONE CHIMICA DI BILANCIO La Conservazione della Materia afferma che “la materia non può essere né creata né distrutta, cambia solo forma”. Se questo è il caso, allora dobbiamo rendere conto di tutti gli atomi in una reazione chimica. Non possiamo cambiare il modo in cui i composti sono messi insieme, ma possiamo regolare il numero di composti che sono fatti. Per esempio: Il magnesio reagisce con l’ossigeno per formare ossido di magnesio. Poiché l’ossigeno è una molecola biatomica, possiamo ottenerli solo in gruppi di due atomi. Sappiamo che la formula dell’ossido di magnesio è MgO(s). La reazione come la conosciamo finora è: Mg(s) + O2 (g) —> MgO (s) Cosa succede all’altro ossigeno? Bisogna tenerne conto! Quando le molecole di ossigeno si rompono per reagire con l’atomo di magnesio, l’ossigeno solitario è libero di legarsi con un altro magnesio. In altre parole, ora abbiamo usato due atomi di magnesio e creato due unità di ossido di magnesio. Lo mostriamo mettendo dei numeri davanti alla molecola. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) Questa è un’equazione bilanciata. Può essere letta come segue: Due atomi di magnesio reagiscono con 1 molecola di ossigeno per formare due unità di ossido di magnesio.
L’obiettivo è assicurarsi che lo stesso numero di atomi appaia su ogni lato dell’equazione! Guarda il foglio di lavoro a pagina 1. Conta gli atomi per vedere se queste equazioni sono bilanciate. Per bilanciare un’equazione puoi iniziare con qualsiasi atomo, ma potresti trovare utile iniziare con quello presente in numero maggiore. Esempio: Lo zolfo reagisce con il litio per formare solfuro di litio. S8 (s) + Li (s) —> Li2S (s) Inizia con gli atomi di zolfo. 8 sul lato del reagente significa che abbiamo bisogno di 8 sul lato del prodotto. Dobbiamo mettere un 8 davanti a Li2S(s). Questo cambia il numero di atomi di litio in modo che ora abbiamo 16 sul lato del prodotto. Dobbiamo quindi avere 16 sul lato del reagente. L’equazione diventa: S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Prova questi. 1. Il sodio reagisce con il cloro gassoso per formare cloruro di sodio. ___Na (s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl (s) Equazione bilanciata: 2 Na (s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. Il bario reagisce con il fosforo per produrre fosfuro di bario. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Equazione bilanciata: 6 Ba (s) + P4 (s) —> 2 Ba3P2 (s)
Reazioni di formazione o di composizione semplice Le reazioni di formazione sono reazioni in cui due elementi si combinano per formare un composto. elemento + elemento = composto Equazione verbale:
sodio + cloro ———> cloruro di sodio
Equazione scheletrica: Na(s) + Cl(g) ———> NaCl(s)
Reazioni di decomposizione Le reazioni di decomposizione sono il contrario delle reazioni di formazione. composto AB —> elemento A + elemento B es. __C6H12O 6 (s) —> _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Reazioni di sostituzione Finora abbiamo trattato le reazioni di formazione e decomposizione. Gli elementi reagiscono per formare composti o i composti reagiscono per formare elementi. Pochissime reazioni sono di questo tipo. Le reazioni che coinvolgono un elemento e un composto possono essere molto più interessanti. Queste reazioni sono chiamate reazioni di sostituzione singola perché uno degli elementi nel composto è sostituito da un altro elemento. Esempio: il rame reagisce con una soluzione di nitrato d’argento per ottenere una soluzione di nitrato d’argento e rame (II). Cu(s) + AgNO3 (aq) —> Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Puoi bilanciare queste equazioni nello stesso modo in cui hai fatto le reazioni di formazione. cioè contare il numero di atomi di ogni tipo su ogni lato dell’equazione. È più facile, tuttavia, trattare lo ione nitrato come un singolo atomo. Questo significa che conti Ag, Cu e NO3. L’equazione bilanciata è così: Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Esempi: 1. Il calcio metallico reagisce con la soluzione di carbonato di sodio metallico.
per produrre carbonato di calcio solido e
2. L’azoto gassoso reagisce con la soluzione di fosfuro di ammonio per produrre una soluzione di nitruro di ammonio e fosforo solido.
Reazioni di doppia sostituzione Queste reazioni sono simili alle reazioni di sostituzione singola. L’unica differenza è che sia il metallo che il non metallo saranno sostituiti in questa reazione tra due composti. Esempio: Le compresse di idrossido di magnesio sono usate per neutralizzare l’acido dello stomaco (HCl). Questo produce una soluzione di acqua e cloruro di magnesio. _Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) Mg(OH)2 ha 2 ioni OH mentre HOH ha solo 1 ione OH. Dobbiamo avere 2 OH su ogni lato quindi mettiamo un 2 davanti a HOH per bilanciare gli OH. Questo cambia gli ioni H in HOH in 2. Abbiamo bisogno di 2 H anche sul lato sinistro. Mettiamo un 2 davanti a HCl. Questo ci dà 2 Cl e MgCl2 ne ha 2 quindi si bilancia. Anche gli Mg sono bilanciati quindi abbiamo finito.
Esempio: Una soluzione di arsenuro di sodio viene mescolata con una soluzione di cloruro di calcio per produrre una soluzione di cloruro di sodio e un solido di arsenuro di calcio. _Na3As (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Si può iniziare con qualsiasi elemento o ione complesso che si desidera, tuttavia può essere più facile iniziare con il numero maggiore. In questo esempio possiamo iniziare con il calcio o il sodio poiché entrambi hanno 3 su un lato dell’equazione. Cominciamo con il sodio, visto che è il primo. Na3As (aq) ha 3 Na. Dobbiamo quindi avere 3 sull’altro lato dell’equazione, quindi mettiamo un 3 davanti a NaCl (ricordate che non possiamo cambiare la formula chimica ma solo il numero di unità della formula). Ciò significa che dovremo avere 3 ioni cloruro dall’altra parte dell’equazione. Poiché gli ioni cloruro sono presenti solo in gruppi di 2 in CaCl2, dobbiamo trovare un modo per avere gli ioni cloruro uguali su ogni lato. Abbiamo bisogno di qualcosa in cui 2 e 3 possano entrare entrambi. Il numero più piccolo che soddisfa questo è 6. Mettere un 3 davanti al CaCl2 per ottenere 6 ioni Cl. Ciò significa che dobbiamo mettere un 6 davanti al NaCl. Questo cambia il numero di Na a 6. Per bilanciare il lato sinistro dobbiamo mettere un 2 davanti al Na3As. Ora abbiamo 6 Na su ogni lato e 6 Cl. Controlla i restanti ioni. “Quando si ha uno ione poliatomico che si separa, o quando si hanno più prodotti che reagenti in una reazione, questa viene classificata come “altra”. Con gli “altri” tipi di reazione gli atomi di idrogeno sono al secondo posto e l’ossigeno all’ultimo. Perché? Gli atomi di idrogeno e di ossigeno tendono a bilanciarsi quando gli altri atomi sono bilanciati. Es. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Precipitato- un solido formato da una soluzione in una reazione. Se un composto ha una fase acquosa dal lato del reagente e poi diventa solido dal lato del prodotto, è un precipitato Es. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) Identificare il precipitato nella suddetta reazione? Reazioni di combustione degli idrocarburi Quando gli idrocarburi come la benzina, il metano, il propano e il saccarosio vengono bruciati (combustione), producono sempre energia più anidride carbonica e vapore acqueo. L’atto di bruciare è in realtà solo una rapida reazione con l’ossigeno. Le equazioni sono solo il composto da bruciare più l’ossigeno per produrre anidride carbonica e vapore acqueo. Quando si bilanciano reazioni di questo tipo è più facile iniziare con gli atomi di carbonio, poi passare agli atomi di idrogeno e finire con gli atomi di ossigeno. Esempio: Il gas metano viene bruciato. CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Bilanciare partendo dagli atomi di carbonio. Uno per lato, quindi non è necessario alcun cambiamento. Ci sono 4 atomi di idrogeno sul lato sinistro e solo 2 sul lato destro. Servono 2 molecole d’acqua per ottenere 4 atomi di idrogeno. Poi, contare gli atomi di ossigeno sul lato destro. Abbiamo 2 in CO2 e 2 in 2H2O. Questo fa 4 tutti insieme. Per ottenere 4 sull’altro lato abbiamo bisogno di 2 O2. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) A volte è necessario regolare il numero del nostro composto di partenza. Esempio: L’ottano viene bruciato. _ C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Si comincia come prima con il carbonio e si passa all’idrogeno. Abbiamo quanto segue: _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Contiamo poi l’ossigeno. 16 in 8 CO2 e 9 in 9 H2O. Questo fa 25. Dato che l’ossigeno è disponibile solo in pacchetti da 2 (O2) non possiamo ottenere 25! Abbiamo bisogno di più ossigeno sul lato sinistro. Se raddoppiamo tutto avremo 50 ossigeno sul lato destro. Questo è divisibile per 2. Ci ritroviamo con: 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Reazioni endotermiche & Esotermiche Tutte le reazioni hanno energia, ma la maggior parte delle volte non la scriviamo nellʼequazione. Hai visto alcune reazioni in cui lʼenergia è scritta nellʼequazione. Es. Reazione di fotosintesi. Energia solare+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) La maggior parte delle reazioni richiede energia per far reagire i reagenti. Un apporto di energia. Quando c’è più energia assorbita (per iniziare la reazione) di quella che viene rilasciata dalla reazione si dice endotermica (es. reazione di fotosintesi). L’energia è scritta dalla parte del reagente in una reazione endotermica. Quando c’è più energia ceduta nella reazione rispetto a quella messa nella reazione, si dice esotermica L’energia è scritta sul lato del prodotto in una reazione esotermica. *Nota: la maggior parte delle volte l’energia nelle reazioni è sotto forma di calore, ma non sempre.
Prova delle reazioni chimiche Ci sono quattro cose che provano che una reazione chimica è avvenuta: 1. Cambio di temperatura 2. Cambiamento di colore 3. 4. La formazione di un precipitato Una reazione chimica può averne più di una.
La mole La mole è un’unità che rappresenta un certo numero di cose. Più o meno come una dozzina o un lordo, ma invece di essere 12 o 144 cose una mole è 6,02 x 1023 cose. A volte viene chiamato numero di Avogadro ed è definito come il numero di atomi in esattamente 12 grammi di carbonio-12. Usare la mole Tutte le masse atomiche sono paragonate al carbonio-12. Il numero di massa atomica indicato sulla tua tavola periodica è dato al centesimo di grammo più vicino. Esempio: Una mole di atomi di cloro ha una massa di 35,45 g/mol. Nota: il simbolo della mole è mol. Questa non è un’abbreviazione. Trova: Ossigeno, Calcio e Ferro.
Massa molare delle molecole Il più delle volte siamo interessati a una mole di molecole. Cioè 6,02 x 1023 molecole come l’acqua, HOH. Una molecola d’acqua contiene 2 atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno. Ciò significa che una mole di molecole d’acqua contiene 2 moli di atomi di idrogeno e una mole di atomi di ossigeno. La massa di una mole d’acqua è quindi la somma di 2 moli di atomi di idrogeno e una mole di atomi di ossigeno. 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 O= 1 mol x 16,00 g/mol = 16,00 g/mol 1 HOH
= 18,02 g/mol
Esempio: Calcolare la massa molare del gas solfato di idrogeno. La formula è H2S O4 (g) 2 H = 2 mol x 1.01g/mol = 2.02 g/mol 1 S = 1 mol x 32.06g/mol = 32.06 g/mol 4 O = 4 mol x 16.00 g/mol = 64.00 g/mol 1 mole di H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Prova: cloruro di calcio : idrossido di ferro (III) : pentacloruro di fosforo
Convertire la massa in moli Il numero di moli (n) presenti in una data massa (m) è uguale alla massa data divisa per la massa molare (M).
m n= M Esempio 1: Quante moli di cloruro di sodio sono presenti in 100 g? Passo 1: Calcola la massa molare del cloruro di sodio. M NaCl = 58,44 g/mol Passo 2:
Calcolare il numero di moli.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol Ricorda le cifre significative!!!!!
Esempio 2: Quante moli sono presenti in 25 g di nitrato di alluminio? Risposta = 0.12 moles to Mass Calculations Per calcolare la massa presente in un dato numero di moli dobbiamo riarrangiare la nostra formula come segue. m= nM Esempio: Quale massa è presente in 3,50 moli di carbonato di calcio? Passo 1: Calcolare la massa molare del carbonato di calcio. M CaCO3 = 100,09 g/mol Passo 2: Calcolare la massa. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Esempio 2: Calcolare la massa di 0,056 mol di solfuro di ammonio. Risposta = 3,8 g
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