# Chimica per il liceo/Le reazioni chimiche, approfondimento
## La reazione chimica

Una reazione chimica è un processo mediante il quale una o più sostanze attraverso delle trasformazioni si modificano in una o più sostanze diverse. Durante una reazione chimica, si verificano infatti cambiamenti nella composizione chimica e nella struttura molecolare delle sostanze coinvolte, con rottura e formazione di nuovi legami chimici.

## L'equazioni chimica
#### Un’equazione chimica è quindi una rappresentazione utilizzata per descrivere le reazioni chimiche, mediante una simbologia precisa.

La forma sotto cui sono rappresentate è la seguente:
Reagenti → Prodotti
Sono composte quindi da reagenti, le sostanze che reagiscono tra di loro e da prodotti, sostanze che si formano successivamente alla reazione.
Gli atomi di partenza sono gli stessi che si trovano dopo la reazione, con la differenza si modificano i legami tra di loro.
Ad esempio, l'equazione chimica per la reazione tra idrogeno e ossigeno per formare acqua è:${\ce {2H2 + O2 -> 2H2O}}$

## Il bilanciamento

Il processo mediante il quale si garantisce che il numero di atomi di ciascun elemento si mantenga uguale nei reagenti e nei prodotti è il bilanciamento. Per eseguirlo si segue la legge di conservazione della massa, enunciata per la prima volta dal chimico e biologo Lavoisier.
Ecco un esempio di bilanciamento:
${\ce {H3PO4 + Ca(OH)2 -> Ca3(PO4)2 + H2O}}$
Questa equazione non è bilanciata, poiché il numero di atomi di ogni elemento varia da destra a sinistra.
Partendo dall’equazione non bilanciata, utilizzando i coefficienti stechiometrici, ossia dei numeri interi che vanno posti davanti ai simboli degli elementi o dei composti, si vanno ad eguagliare le quantità di atomi a destra e a sinistra dell’equazione.
Ciò che si otterrà alla fine è la seguente equazione, questa volta bilanciata:
${\ce {2H3PO4 + 3Ca(OH)2 -> Ca3(PO4)2 + 6H2O}}$
Alcuni consigli pratici per bilanciare un'equazione di reazione possono essere:
* Utilizzare coefficienti semplici, è infatti abitudine utilizzare coefficienti interi più piccoli possibili per il bilanciamento di un'equazione.
* Bilanciare Idrogeno e Ossigeno dopo rispetto agli altri elementi, molto spesso questi due elementi si trovano in più composti quindi onde evitare confusioni sarebbe meglio bilanciarli per ultimi.
* Rivedere l'equazione e controllare che tutti gli elementi siano bilanciati correttamente.

## Classificazione delle reazioni chimiche

Per quanto riguarda la chimica inorganica possiamo dividere le innumerevoli reazioni possibili in quattro categorie: di sintesi, di decomposizione, di scambio semplice e di scambio doppio.

### Reazioni di sintesi

Una reazione di sintesi è una reazione in cui due o più sostanze si combinano per formare un'unica nuova sostanza.
La forma generale di una reazione di sintesi è la seguente:
${\ce {A + B -> AB}}$
Un esempio classico è la formazione dell'acqua a partire da idrogeno e ossigeno:
${\ce {2H2 + O2 -> 2H2O}}$
Tra le varie reazioni di sintesi esistenti, una di quelle che si verifica con maggior frequenza è l’ossidazione. Diversi elementi reagiscono energicamente con l’ossigeno per creare un ossido attraverso reazioni di combustione.
Il magnesio ad esempio, se incendiato reagisce violentemente con l’ossigeno creando ossido di magnesio.
${\ce {2Mg + O2 -> 2MgO}}$

### Reazioni di decomposizione

Al contrario delle reazioni di sintesi, in una reazione di decomposizione un composto iniziale si divide in sostanze più semplici. La sua formula generale è:
${\ce {AB -> A + B}}$
Affinché possa verificarsi una reazione di decomposizione, la maggior parte delle volte è necessario un input esterno, come del calore.
Un esempio di reazione di decomposizione si ha a partire dal clorato di potassio (KClO$_3$) che se scaldato ad altissime temperature produce cloruro di potassio (KCl) ed ossigeno (O$_2$):
${\ce {2KClO3 -> 2KCl + 3O2}}$
In alcune reazioni di decomposizione c’è la possibilità che i prodotti non siano singoli elementi, ma restino composti. Ne sono un esempio gli idrossidi metallici, che se riscaldati producono ossidi metallici e acqua:
${\ce {2NaOH -> Na2O + H2O}}$
Oltre all’acqua ed all’ossigeno le reazioni di decomposizione possono liberare ossigeno:
${\ce {CaCO3 -> CaO + O2}}$

### Reazioni di scambio singolo

Una reazione di sostituzione singola è una reazione in cui un elemento, reagendo con un composto, si sostituisce ad un altro elemento simile. Affinché questa reazione possa verificarsi, il nuovo elemento deve essere più reattivo rispetto all’elemento iniziale presente nel composto. Elementi come potassio o calcio, che sono molto reattivi, si sostituiranno facilmente a idrogeno o argento, assai meno reattivi.
La forma generale di una reazione di scambio semplice è la seguente:
${\ce {A + BC -> AC + B}}$
Le reazioni di scambio singolo possono essere divise in due grandi categorie: scambio di un metallo oppure scambio di un non metallo.
* Scambio di un metallo, come dice il nome ad un metallo si sostituisce un secondo metallo, più reattivo. Un esempio di scambio di un metallo in una reazione di scambio singolo è:
${\ce {Mg + Cu(NO3)2 -> Mg(NO3)2 + Cu}}$
Il magnesio quindi è più reattivo del rame e di conseguenza si sostituisce a quest'ultimo
* Tra gli scambi di non metalli ce ne sono di diversi tipi, come quello in cui il cloro si sostituisce al bromo in NaBr, andando a formare sale da cucina:
${\ce {Cl2 + 2NaBr -> 2 NaCl + Br2}}$

### Reazioni di scambio doppio

Una reazione di doppia sostituzione è una reazione che avviene tra composti ionici immersi in soluzione acquosa in cui gli ioni positivi e negativi si scambiano per formare due nuovi composti.
La forma generale con cui queste reazioni vengono presentate è la seguente:
${\ce {AB + CD -> AD + CB}}$
I composti ionici A$^+$B$^-$ e C$^+$D$^-$ reagiscono tra di loro e i cationi A$^+$ e C$^-$ si scambiano i rispettivi anioni andando a creare i nuovi composti A$^+$D$^-$ e C$^+$B$^-$$_.$
Anche in questo caso esistono diverse tipologie di reazioni che si possono incontrare come quelle dove si crea un precipitato, quelle nelle quali si forma un gas oppure dell'acqua.
* Formazione di un precipitato, in alcune reazioni la combinazione di cationi ed anioni crea un prodotto insolubile che come dice il nome precipita rispetto alla soluzione.
Ne è un esempio la reazione tra cloruro di sodio (NaCl) e nitrato d'argento (AgNO$_3$):
${\ce {NaCl + Ag(NO3) -> NaNo3 + AgCl}}$
In questo caso il cloruro di argento (AgCl) si presenta come un precipitato.
* Formazione di un gas, ossia un prodotto gassoso che si libera dalla soluzione disperdendosi nell'atmosfera.
Un esempio di reazione di scambio doppio con formazione di gas è quella tra solfito di calcio (CaSO$_3$) e acido cloridrico (HCl):
${\ce {CaSO3 + 2HCl -> CaCl2 + SO2 + H2O}}$
In questo caso oltre alla formazione dell'anidride solforosa o diossido di zolfo (SO$_3$) si forma anche dell'acqua.
* Formazione di acqua, altra tipologia di reazione di scambio doppio è quella nella quale si forma dell'acqua. Eccone un esempio:
${\ce {NiO + 2HNO3 -> Ni(NO3)2 + H2O}}$
In questo caso l'ossido di nichel (NiO) reagisce con due molecole di acido nitrico (HNO$_3$) con la conseguente formazione di nitrato di nichel (NI(NO$_3$)$_2$) e di acqua.

## Le equazioni ioniche nette

Le equazioni ioniche sono le più appropriate per descrivere una reazione di spostamento di uno ione metallico dal suo sale: infatti, in soluzione acquosa, i sali sono solitamente dissociati in singoli ioni. L’equazione ionica netta, invece, è un’equazione ionica da cui sono semplificati gli ioni spettatori, ossia quegli ioni che rimangono inalterati durante la reazione chimica. La reazione di doppio scambio, per esempio, tra ${\ce {NaOH}}$ e ${\ce {HCl}}$ si può scrivere in diversi modi:
equazione chimica: ${\ce {NaOH(aq) + HCl(aq) -> H2O(l) + NaCl(aq)}}$
equazione ionica: ${\ce {Na+(aq) + OH- (aq) + H+(aq) + Cl- (aq) -> H2O(l) + Na+(aq) + Cl- (aq)}}$
equazione ionica netta: ${\ce {OH- (aq) + H+(aq) -> H2O(l)}}$
Gli ioni spettatori di questa reazione sono ${\ce {Na+(aq)}}$ e ${\ce {Cl- (aq)}}$.
Le equazioni ioniche sottolineano un'eventuale unione di ioni di carica opposta in un solido insolubile, detto precipitato e segnalato da una freccia verso il basso (↓). Un esempio è lo ioduro di piombo (${\ce {PbI2}}$), ottenuto mescolando nitrato di piombo (${\ce {Pb(NO3)2}}$) e ioduro di sodio (${\ce {NaI}}$).
${\ce {Pb^2+(aq) + 2I- (aq) -> PbI2(s) v}}$
Se mescolando due soluzioni saline si uniscono ioni di carica opposta in una sostanza poco solubile, si forma un precipitato.

## La stechiometria

La parola stechiometria deriva dalle parole greche stoicheion (elemento) e metron (misura). Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) è stato il primo a definirne i principi.
La stechiometria si basa sulla legge della conservazione della massa. A partire da un’equazione bilanciata, i calcoli stechiometrici permettono di fare analisi quantitative della reazione in oggetto. I coefficienti di reazione rappresentano i rapporti secondo cui i vari elementi interagiscono durante una reazione chimica. Questi rapporti valgono sia a livello microscopico sia a livello macroscopico, legati dal concetto di quantità di sostanza. I calcoli stechiometrici permettono, dunque, di calcolare la quantità di reagenti necessari e di prevedere la quantità di prodotti. Un’equazione chimica permette, attraverso i calcoli stechiometrici, di
* calcolare le masse, le moli, i volumi (se gas), il n° di particelle o di atomi delle sostanze in gioco nella reazione
* definire il reagente limitante (che verrà consumato tutto) e il reagente che avanza
* definire la resa (in percentuale)
Per risolvere i calcoli stechiometrici è necessario seguire diversi passaggi:
* Bilanciare la reazione chimica.
* Calcolare la massa molecolare relativa (M) delle sostanze analizzate.
* Calcolare il numero di moli (n) della sostanza di cui si conosce la massa (m).
* Calcolare il numero di moli della sostanza la cui massa è incognita tramite una proporzione con i coefficienti stechiometrici.
* Calcolare la massa incognita.
La formula m=n⋅M è quella che permette di calcolare le massa di reagenti necessari per ottenere una determinata quantità di prodotto e viceversa. Inoltre, i calcoli stechiometrici possono essere eseguiti anche usando molarità e volume molare; sono necessarie, quindi, formule che mettano in relazione le grandezze macroscopiche con la quantità di sostanza (ad esempio n=M⋅V).

## Reagente limitante e reagente in eccesso

In una reazione bilanciata come ad esempio quella dell'acqua:
O$_2$+2H$_2$⟶2H$_2$O{\textstyle {\ce {O2 + 2H2-> 2H2O}}}
Una mole di ${\ce {O2}}$ reagisce perfettamente con due moli di ${\ce {H2}}$, per formare esattamente due moli di ${\ce {H2O}}$. Il rapporto di questa reazione è 1:2, e non ci sono elementi in eccesso.
Se invece facessimo reagire questi due elementi con una propor4zione 1:3: la mole di ${\ce {O2}}$ reagirebbe sempre con le due moli di ${\ce {H2}}$ e la terza mole non si legherebbe con nulla, rimanendo inalterata. In questo caso la quantità di idrogeno presente, è maggiore di quella che effettivamente serve per creare due moli di acqua.
In questo caso la quantità di idrogeno presente, è maggiore di quella che effettivamente serve per creare due moli di acqua.
L'idrogeno è presente in quantità maggiore rispetto all'ossigeno, perciò viene detto reagente limitante.
Un reagente limitante è il componente della reazione chimica che si esaurisce per primo, e una volta terminato va a interrompere la reazione chimica, limitando così la quantità di prodotto venutasi a formare.
Come calcolarlo:
${\frac {n}{coef.stechiometrico}}$ del reagente
Con più reagenti se:
i valori dei vari rapporti sono uguali: proporzioni rispettate;
i valori dei vari rapporti sono diversi: quello con valore superiore indica il reagente in eccesso.

### Esercizio

L'argento reagisce con lo zolfo per formare secondo la seguente equazione bilanciata:
${\ce {2Ag(s) + S(s) -> Ag2S(s)}}$

## La resa di una reazione

Tramite i calcoli stechiometrici si può ricavare la quantità di prodotto che si ottiene teoricamente dalla reazione chimica.
Le reazioni chimiche possono essere incomplete, cioè non finiscono perché si esauriscono i reagenti, ma a un certo punto si bloccano da sole.
In alcuni casi avvengono delle reazioni secondarie dove i 2 reagenti reagiscono in modo diverso l’uno dall’altro.
In entrambi questi due casi la quantità di prodotto ottenuta (resa effettiva) è inferiore alla resa teorica.
$Re<Rt$
La resa teorica (Rt) è la quantità massima di prodotto che si ottiene in una reazione, da una certa massa di reagente, rispettando le regole della stechiometria.
La resa percentuale (Rp) é il rapporto tra resa effettiva e resa teorica, il tutto moltiplicato per 100.
$Rp={\frac {Re}{Rt}}\times 100$
Nelle trasformazioni incomplete o quando c’è la comparsa di reazioni secondarie la resa percentuale é inferiore al 100%.
$Rp<100\%$

### Esercizio a

Il clorato di potassio si decompone tramite un leggero riscaldamento in presenza di un catalizzatore secondo la seguente reazione:
${\ce {2KClO3(s)->2KCl + 3O2(g)}}$
Riscaldando 40,0g di ${\ce {KClO3}}$, si arriva alla completa decomposizione del composto.
Sapendo poi che la quantità di ${\ce {O2}}$ è 14,9 grammi,

### Esercizio b

Un campione di 0,53 g di anidride carbonica è stato ottenuto riscaldando 1,31 g di carbonato di calcio. Qual è la resa percentuale di questa reazione?
${\ce {CaCO3(s)-> CaO(s) + CO2(s)}}$

### Esercizio c

Uno studente ha isolato 25 g di un composto seguendo una procedura che teoricamente produrrebbe 81 g.

## Attività

Approfondimento sulle reazioni di precipitazione
Esercizi di stechiometria
Esercizi di stechiometria in inglese su OpenStax

## Fonti

https://openstax.org/details/books/chemistry-2e
https://openstax.org/details/books/chemistry-atoms-first-2e
"Chimica: concetti e modelli", Giuseppe Valitutti, Patrizia Amadio, Marco Falasca