Chimica le reazioni chimiche

LE REAZIONI CHIMICHE

Def. Si chiama reazione chimica una trasformazione della materia che determina la scomparsa di alcune sostanze chiamate reagenti e la formazione dialtre chiamate prodotti.

Ogni sostanza è rappresentata da una formula chimica dove compaiono gli elementi che formano la sostanza ed  eventualmente il suo stato fisico. La freccia indica il verso in cui procede la reazione e rappresenta le parole "per dare". Il + a sinistra della reazione si legge "reagisce con". Consideriamo ad esempio la combustione del metano che avviene sui nostri fornelli:

(1)          CH4 + O2 >>>> CO2 + H2O

Per trasformare questa scrittura in un'equazione chimica bisogna bilanciarla, cioè far in modo che venga rispettata la legge di conservazione della massa, enunciata dal chimico francese Lavoisier nel 1789, la quale afferma che:

" In tutte le reazioni chimiche la massa si conserva, cioè la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti"

Poiché oggigiorno sappiamo che in una reazione chimica le sostanze che reagiscono sono composte da atomi o molecole (aggregati di due o più atomi), la legge precedente può essere così enunciata:

"Nelle reazioni chimiche il numero totale degli atomi di ogni elemento presente nei reagenti deve essere uguale al numero degli atomi degli stessi elementi presenti nei prodotti"

Se noi leggessimo la reazione (1) senza considerare la legge di Lavoisier dovremmo concludere che con due soli atomi di ossigeno presenti nella molecola di O2 la natura riesce a costruire la molecola di anidride carbonica dove vi sono due atomi di ossigeno e la molecola d'acqua che ne contiene uno; quindi dal nulla nascerebbe nei prodotti un atomo di ossigeno! Una situazione analoga si verifica per l'idrogeno.  E' pertanto necessario far rispettare la legge di conservazione degli atomi con dei numeri chiamati coefficienti stechiometrici da sistemare davanti alle formule dei composti. In altri termini, si deve “far quadrare il bilancio degli atomi”.E’ facile verificare che la reazione chimica corretta è la seguente:

• CH4 + 2O2 >>>> CO2 + 2H2O

Dove è stata raddoppiata la quantità d'acqua per sistemare gli atomi di idrogeno ed è stata aggiunta un'altra molecola di ossigeno per bilanciare gli atomi di ossigeno. Attenzione a non modificare le formule chimiche per far quadrare i conti, nel senso che i numeri che compaiono in basso a destra non devono cambiare in quanto ogni sostanza è caratterizzata da una  sua formula  precisa e immutabile (legge di Proust). Dobbiamo pertanto concludere che durante la combustione del metano avviene la seguente reazione "minima": 1 molecola di metano reagisce con due molecole di ossigeno per dare 1 molecola di anidride carbonica e due molecole d'acqua.

Nota: A volte può capitare di imbattersi in formule "strane". Ad esempio la formula del metanolo, un alcol molto tossico, è:  CH3OH . Ci chiediamo, perché non si è scritto CH4O ? Perché la prima scrittura ci consente di evidenziare che nella molecola del metanolo è presente il gruppo OH caratteristico di una particolare famiglia di composti chiamati alcoli, che rappresentati in questo modo sono facilmente riconoscibili. Un altro esempio è la formula dell'urea  CO(NH2)2 un composto presente nell'urina dei mammiferi. Con tale scrittura si vuole sottolineare la presenza nella molecola dell'urea di un raggruppamento di atomi molto importante NH2 , e inoltre si è voluto rimarcare che esso è presente due volte.

 

LA MOLE  E IL NUMERO DI AVOGADRO

Ogni atomo possiede una certa massa, anche se estremamente piccola. Il valore di questa massa in genere non è espresso in Kg (unità SI della massa), bensì in termini relativi; cioè, la massa di un atomo viene confrontata con la massa di un altro atomo preso come riferimento. Come campione si è scelto l'isotopo 12 del carbonio; la dodicesima parte della massa di questo atomo è stata assunta come unità di misura della massa degli atomi, chiamata unità di massa atomica u.m.a. (abbr. u) Poiché adottando tale unità di misura la massa dell'atomo più piccolo, l'idrogeno, ha approssimativamente il valore di 1 u risulta agevole considerare la massa di questo elemento come unità per le masse atomiche.   Preso questo riferimento, è possibile determinare le masse atomiche relative o pesi atomici (PA) degli atomi di tutti gli elementi. Per esempio, la massa atomica relativa del cloro è 35.5, pertanto un atomo di cloro ha una massa di 35.5 volte maggiore di quella dell'atomo di idrogeno.
Per calcolare le masse molecolari relative o pesi molecolari (PM), si devono sommare  le masse atomiche relative degli atomi che costituiscono la molecola.

Per esempio determinare il peso molecolare PM di:

idrossido di sodio (soda caustica) NaOH usato per sturare i lavandini ………………………………

bicarbonato di sodio Na2CO3 usato come correttore dell'acidità di stomaco …………………………

solfato d'ammonio SO4(NH4)2 utilizzato come fertilizzante ………………………………………….

La conoscenze delle masse relative degli atomi e delle molecole è indispensabile non solo per ricavare le formule dei composti ma anche per una ragione di carattere pratico, resa evidente dal seguente esempio. Si supponga di dover preparare dell'ammoniaca attraverso la seguente reazione:

N2 + 3H2 >>>> 2NH3

Questa scrittura significa che per ottenere 2 molecole di ammoniaca NH3  si devono combinare una molecola di azoto N2 con tre molecole di idrogeno H2. Le difficoltà iniziano quando si trasferisce l'informazione sopra scritta nella realizzazione concreta della reazione. Infatti non è possibile pesare singoli atomi o molecole dato che la bilancia più sensibile può misurare quantità di sostanze che contengono un numero enorme di particelle. Ecco allora che è stata introdotta una nuova unità di misura della quantità di sostanza , adottata nel S.I. chiamata mole n avente la proprietà che la sua massa in grammi è numericamente uguale al peso atomico o molecolare della sostanza. Quindi una mole di azoto ha una massa di 14+14=28 g, una mole di idrogeno ha una massa di 1+1 =2g, mentre una mole di ammoniaca ha una massa di 14+3x1=17 g. Il fatto importante è che i numeri interi che compaiono davanti alle formule in una reazione chimica, chiamati coefficienti stechiometrici, corrispondono alla quantità in moli delle sostanze coinvolte nella reazione. Ecco allora che per formare 2 moli cioè 34 g di ammoniaca sono necessari 1 mole cioè 28 g di azoto e 3 moli vale a dire 6 g, di idrogeno. La mole funziona così da "cerniera" tra il mondo macroscopico e quello microscopico. Da notare, inoltre, che la massa del sistema si conserva, vale a dire che la somma delle masse dei reagenti è uguale a quella dei prodotti.
Tra mole e numero di particelle che la compongono esiste la seguente relazione: una mole di qualsiasi composto contiene 6.02x1023 molecole, cioè un numero di Avogadro NA di molecole. Pertanto, in 28 g di azoto vi sono  NA molecole e lo stesso numero di molecole sono presenti in 2 g di idrogeno e in 17 g di ammoniaca.

Es: L'alcool etilico C2H5OH , prodotto dalla fermentazione di liquidi zuccherini (contenenti glucosio C6 H12O6), è il principale componente delle bevande alcoliche. La reazione di produzione dell'alcol etilico dal glucosio è la seguente:    

(1)         C6H12O6   >>>>     C2H5OH   +  CO2            

Dopo aver bilanciato la reazione determinare il peso molecolare in u.m.a. e in g dei tre composti:

 

Dopo aver bilanciato la reazione determinare il peso molecolare in u.m.a. e in g dei tre composti:

PM (C6H12O6) =
PM (C2H5OH) =
PM(CO2) =

• una mole di glucosio pesa grammi………….…………
• una mole di alcol etilico pesa grammi…………………
• una mole di biossido di carbonio pesa grammi………..