le reazioni di ossido-riduzione

Cos’è una reazione chimica?

Una reazione chimica è una trasformazione in cui una o più sostanze di partenza, dette reagenti, si trasformano in una o più nuove sostanze, chiamate prodotti.
Durante questo processo, gli atomi non scompaiono né si creano, ma vengono riorganizzati formando legami diversi. È come smontare e rimontare i mattoncini LEGO: gli stessi pezzi, nuove strutture.

Le reazioni chimiche sono ovunque:

• nel corpo umano (respirazione cellulare, digestione, metabolismo),

• nella vita quotidiana (accendere un fiammifero, cucinare, far funzionare un motore),

• nell’industria (produzione di plastiche, farmaci, fertilizzanti, carburanti).

💡 Trucco per ricordare: se cambia la composizione chimica, non è un semplice cambiamento fisico (come fondere il ghiaccio), ma una reazione chimica vera e propria.

Leggi fondamentali delle reazioni: massa, energia e carica

Ogni reazione chimica obbedisce a tre leggi fondamentali:

1. Conservazione della massa → la massa dei reagenti è uguale a quella dei prodotti (Lavoisier). Gli atomi si riarrangiano, ma non si creano né scompaiono.
   🔹 Esempio: 2H₂ + O₂ → 2H₂O → stesso numero di H e O prima e dopo.

2. Conservazione dell’energia → l’energia totale si conserva. Alcune reazioni liberano calore (esotermiche, come le combustioni), altre lo assorbono (endotermiche, come la fotosintesi).
   🔹 Trucco: “Esotermica scalda, endotermica ruba calore.”

3. Conservazione della carica elettrica → nelle reazioni ioniche o redox, la somma delle cariche resta costante.
   🔹 Esempio: Zn + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂ → totale cariche iniziali e finali = +2.

Come scrivere un’equazione chimica?

Un’equazione chimica descrive una reazione in forma simbolica.
Si scrivono:

• i reagenti a sinistra,

• i prodotti a destra,

• una freccia (→) che indica il verso della reazione, (reazione irreversibile, completa quantitativa), due frecce (reazione non procede fino al completamento, ma raggiungerà uno stato di equilibrio, reazione reversibile)

• e lo stato fisico di ogni sostanza tra parentesi:

  • (s) solido, (l) liquido, (g) gas, (aq) disciolto in acqua.

📘 Esempio:
C₃H₈(g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(g)
→ combustione del propano (GPL).

In questa reazione, il propano e l’ossigeno (entrambi gas) reagiscono producendo anidride carbonica e vapore acqueo, liberando energia sotto forma di calore e luce.

💡 Ricorda: un’equazione chimica deve sempre indicare cosa entra, cosa esce e in che stato si trovano le sostanze.

Bilanciamento: perché è necessario e come si fa

La legge di conservazione della massa impone che il numero di atomi di ogni elemento sia identico prima e dopo la reazione.
Bilanciare significa quindi aggiungere coefficienti numerici davanti alle formule, in modo che ogni elemento compaia lo stesso numero di volte a sinistra e a destra.

📗 Procedura passo-passo (metodo per ispezione):

1. Scegli un elemento che compare una sola volta per lato (di solito C o H).

2. Bilancialo mettendo un coefficiente davanti alla formula.

3. Bilancia l’idrogeno (H) e per ultimo l’ossigeno (O).

4. Usa solo coefficienti, mai modificare le formule chimiche!

📘 Esempio – combustione del propano:
C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

1⃣ Bilancia C: 3 a sinistra → 3CO₂ a destra.
2⃣ Bilancia H: 8 a sinistra → 4H₂O a destra.
3⃣ Conta O: 3×2 + 4×1 = 10 → quindi 5O₂ a sinistra.

✅ Equazione bilanciata:
C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

💡 Trucco: per reazioni di combustione → bilancia prima C, poi H, poi O.

Reazioni complete e reversibili

Non tutte le reazioni vanno “fino in fondo”:

• Reazioni complete (irreversibili): un reagente si consuma del tutto → indicata con una sola freccia (→).
  🔹 Esempio: combustione, neutralizzazione acido-base.

• Reazioni reversibili (di equilibrio): possono procedere in entrambe le direzioni, raggiungendo un equilibrio dinamico → indicata con una doppia freccia (⇌).
  🔹 Esempio: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ (sintesi dell’ammoniaca).

💡 Curiosità d’esame: nelle reazioni biologiche quasi tutte sono reversibili, perché il corpo deve poter regolare le concentrazioni di reagenti e prodotti.

Come riconoscere se un’equazione è bilanciata?

Per controllare se una reazione è bilanciata, fai tre verifiche rapide:
1⃣ Conta gli atomi di ogni elemento su entrambi i lati.
2⃣ Controlla la carica totale se ci sono ioni.
3⃣ Guarda i coefficienti: devono essere il più piccolo insieme di numeri interi possibile.

📘 Esempio:
2C₃H₈ + 10O₂ → 6CO₂ + 8H₂O
→ corretta ma non “semplificata”.
Meglio: C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O.

💡 Regola d’oro: mai lasciare coefficienti frazionari o divisibili per lo stesso numero.

Cosa succede quando si mescolano soluzioni ioniche?

Quando sciogliamo un composto ionico in acqua (come NaCl), questo si dissocia nei suoi ioni:
NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Le molecole d’acqua circondano ciascun ione e lo mantengono separato (il processo si chiama solvatazione).
Ora, se mescoliamo due soluzioni di composti ionici diversi, otteniamo un “mare” di ioni positivi e negativi tutti insieme.

A volte non succede nulla: gli ioni rimangono disciolti senza interagire.
Altre volte, invece, alcuni ioni si combinano per formare un composto insolubile, cioè che non resta in soluzione e precipita come un solido.

💡 Trucco mentale:

“Gli ioni danzano liberamente finché non trovano un partner con cui legarsi troppo forte per restare nell’acqua.”

Cos’è una reazione di precipitazione?

Una reazione di precipitazione avviene quando due ioni, presenti in soluzioni acquose diverse, si uniscono per formare un sale insolubile che si deposita come precipitato solido.

📘 Esempio classico:

• Soluzione 1: NaCl(aq) → Na⁺ + Cl⁻

• Soluzione 2: AgNO₃(aq) → Ag⁺ + NO₃⁻
  Quando si mescolano:
  Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)

Si forma un precipitato bianco di cloruro d’argento, che si deposita lentamente sul fondo del becher.

Gli ioni Na⁺ e NO₃⁻ non partecipano — rimangono in soluzione: si chiamano ioni spettatori.

💡 Regola d’oro:

Gli ioni spettatori “guardano” la reazione ma non intervengono: restano disciolti.

Equazione ionica netta

Per rappresentare solo ciò che realmente reagisce, scriviamo l’equazione ionica netta, cioè quella che mostra solo gli ioni che cambiano stato o formano un nuovo composto.

📘 Esempio:
Equazione completa:
Ag⁺(aq) + NO₃⁻(aq) + Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s) + Na⁺(aq) + NO₃⁻(aq)

Gli ioni Na⁺ e NO₃⁻ sono spettatori → li eliminiamo:

👉 Equazione ionica netta:
Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)

⚙ Come si bilancia:
1⃣ Verifica che il numero di atomi sia uguale su entrambi i lati.
2⃣ Verifica che la somma delle cariche totali sia la stessa.
In questo caso, carica totale 0 a sinistra e 0 a destra → bilanciata.

💡 Trucco d’esame:

Quando scrivi un’equazione ionica netta, togli tutto ciò che “non cambia forma o stato” — resta solo ciò che reagisce.

Quando gli ioni reagiscono davvero: i 4 casi possibili

In generale, due soluzioni ioniche reagiscono solo se si verifica uno di questi quattro eventi. Se nessuno avviene → “nessuna reazione”.

Evento	Descrizione	Esempio pratico
1⃣ Formazione di un solido insolubile	Due ioni formano un sale insolubile → precipitato	Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl(s)
2⃣ Formazione di un gas	Si libera un gas visibile sotto forma di bolle	HCO₃⁻ + H⁺ → CO₂(g) + H₂O
3⃣ Reazione acido-base	Un acido neutralizza una base → forma acqua + sale	HCl + NaOH → NaCl + H₂O
4⃣ Reazione redox	Un elemento si ossida, un altro si riduce (trasferimento di elettroni)	Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

💡 Trucco per ricordarli:

“S-G-A-R” = Solido, Gas, Acido-base, Redox
(se non accade uno di questi, non avviene nessuna reazione!)

Esempi pratici di reazioni ioniche nette

🔹 1. Formazione di un precipitato (solido)
2As³⁺(aq) + 3S²⁻(aq) → As₂S₃(s)
→ Il solfuro di arsenico(III) è insolubile, precipita come solido giallo.

🔹 2. Formazione di un gas
HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → CO₂(g) + H₂O(l)
→ La reazione tra bicarbonato e acido cloridrico produce anidride carbonica (bolle).

🔹 3. Nessuna reazione
Cu(NO₃)₂(aq) + K₂SO₄(aq) → nessun cambiamento visibile.
→ Tutti i possibili prodotti restano solubili → nessun precipitato, nessun gas, nessuna reazione.

💡 Trucco visivo:

Se la soluzione rimane limpida, probabilmente “non è successo niente”.

Come prevedere se avverrà una precipitazione

Per sapere se due ioni formeranno un precipitato, basta conoscere le regole di solubilità

Generalmente solubili	Eccezioni (insolubili)
Tutti i nitrati (NO₃⁻)	Nessuna
Tutti i sali di sodio (Na⁺), potassio (K⁺), e ammonio (NH₄⁺)	Nessuna
Cl⁻, Br⁻, I⁻	Insolubili con Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺
Solfati (SO₄²⁻)	Insolubili con Ba²⁺, Pb²⁺, Ca²⁺
Carbonati (CO₃²⁻), fosfati (PO₄³⁻), solfuri (S²⁻)	Insolubili (tranne con Na⁺, K⁺, NH₄⁺)

💡 Trucco per ricordare:

“NANOKA = Nitrati, Ammonio, NO3-, K+ e Na+ → sempre solubili.”
Se non rientrano lì, sospetta un precipitato!

Cos’è una reazione redox?

Una reazione di ossido-riduzione (o redox) è una trasformazione chimica in cui avviene un trasferimento di elettronida una specie all’altra.
👉 Una sostanza perde elettroni → si ossida.
👉 Un’altra guadagna elettroni → si riduce.

💡 Formula mentale da ricordare:

Ossidazione = Perdita di elettroni → “OIL” (Oxidation Is Loss)
Riduzione = Guadagno di elettroni → “RIG” (Reduction Is Gain)

⚙ Queste reazioni sono ovunque: nelle pile e batterie, nella respirazione cellulare, nella corrosione dei metalli, nella combustione, e persino nella digestione.

Esempio base: la reazione tra zinco e ioni rame (Cu²⁺)

📘 Equazione ionica netta:
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

🔹 Cosa succede davvero:

• Lo zinco metallico si scioglie → diventa ione Zn²⁺, perdendo 2 elettroni.
  👉 Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻ → ossidazione

• Gli ioni rame Cu²⁺ in soluzione acquistano quei 2 elettroni e diventano rame metallico.
  👉 Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s) → riduzione

💡 Osservazioni pratiche:

• Il colore blu della soluzione (dovuto a Cu²⁺) svanisce.

• Si forma un deposito rossastro di rame metallico sulla lamina di zinco.

📘 Riassunto visivo:

Specie	Processo	Ruolo
Zn(s)	Si ossida (perde e⁻)	Agente riducente
Cu²⁺(aq)	Si riduce (guadagna e⁻)	Agente ossidante

💡 Trucco da ricordare:

L’agente ossidante fa ossidare l’altro → quindi si riduce.
L’agente riducente fa ridurre l’altro → quindi si ossida.

L’ossidazione e la riduzione avvengono sempre insieme?

si, Non può esserci ossidazione senza una riduzione corrispondente.
Quando una specie cede elettroni, qualcun’altra deve riceverli.

💡 Esempio visivo (da immaginare):
Una freccia curva parte dallo zinco (che perde elettroni) e va verso Cu²⁺ (che li riceve).
Questo rappresenta il flusso di elettroni — il cuore di ogni reazione redox.

👉 Queste reazioni sono la base dell’elettrochimica:
nei circuiti elettrici e nelle pile galvaniche, il flusso di elettroni da una specie all’altra genera corrente elettrica.

reazioni redox con ossigeno e idrogeno

Non sempre è facile “vedere” il passaggio di elettroni, specialmente nei composti organici.
Per questo, si usano definizioni più generali (usate anche in biologia e medicina):

Processo	In termini di ossigeno e idrogeno
Ossidazione	Guadagno di atomi di ossigeno e/o perdita di atomi di idrogeno
Riduzione	Perdita di atomi di ossigeno e/o guadagno di atomi di idrogeno

📘 Esempio: combustione del metano
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)

🔹 Il metano (CH₄) si ossida → passa da un composto ricco di idrogeno (CH₄) a uno ricco di ossigeno (CO₂).
🔹 L’ossigeno molecolare (O₂) si riduce → forma legami con idrogeno e carbonio (H₂O e CO₂).

💡 Trucco visivo:

“Più ossigeno = più ossidato.”
“Più idrogeno = più ridotto.”

📗 Applicazione biologica:
Nella respirazione cellulare, il glucosio si ossida a CO₂, e l’ossigeno si riduce ad H₂O — un esempio vitale di reazione redox!

Analisi passo-passo di una reazione redox

Per analizzare o bilanciare una reazione redox, segui sempre questi 5 passaggi logici:

1⃣ Identifica le specie coinvolte.
2⃣ Assegna i numeri di ossidazione (NO) a ogni elemento.
3⃣ Trova chi aumenta e chi diminuisce il proprio NO → quello che aumenta si ossida, quello che diminuisce si riduce.
4⃣ Bilancia elettroni e atomi per assicurarti che il numero totale di elettroni persi = guadagnati.
5⃣ Controlla le cariche e gli atomi alla fine.

📘 Esempio sintetico:
Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

• Zn: 0 → +2 (ossidato, perde 2 e⁻)

• Cu: +2 → 0 (ridotto, guadagna 2 e⁻)

✅ Elettroni bilanciati → reazione corretta.

---

6⃣ Schemi e parole chiave fondamentali

Termine	Significato	Esempio
Ossidazione	Perdita di elettroni	Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
Riduzione	Guadagno di elettroni	Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Agente ossidante	Si riduce, causa ossidazione	Cu²⁺
Agente riducente	Si ossida, causa riduzione	Zn
Numero di ossidazione (NO)	Indica lo “stato di carica” di un atomo in un composto	O in H₂O: -2, H: +1

💡 Trucco per ricordare il verso:

LEO the lion says GER
Lose Electrons → Oxidation
Gain Electrons → Reduction

regole di solubilità

Regole di solubilità — Parte 1: composti solubili

📘 In generale, sono solubili (cioè si sciolgono bene in acqua) i seguenti composti:

Categoria	Descrizione e formule comuni	Eccezioni (insolubili)
1. Sali dei metalli del Gruppo 1A (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺)	Sempre solubili	Nessuna
2. Sali di ammonio (NH₄⁺)	Sempre solubili	Nessuna
3. Nitrati (NO₃⁻)	Tutti solubili	Nessuna
4. Acetati (CH₃COO⁻)	Tutti solubili	Nessuna
5. Cloruri, bromuri, ioduri (Cl⁻, Br⁻, I⁻)	Solubili	⚠ Insolubili con Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺
6. Solfati (SO₄²⁻)	Generalmente solubili	⚠ Insolubili con Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺

💡 Trucco mnemonico:

“NANOKA”: Nitrati – Ammonio – Na⁺ – K⁺ → sempre solubili

📘 Esempio:
NaNO₃, KCl, NH₄Br, Ca(CH₃COO)₂ → tutti solubili in acqua.

3⃣ Regole di solubilità — Parte 2: composti insolubili

📘 In generale, sono insolubili (formano facilmente precipitati) i seguenti composti:

Categoria	Descrizione e formule comuni	Eccezioni (solubili)
1. Carbonati (CO₃²⁻)	Insolubili	Solubili con NH₄⁺ o ioni del gruppo 1A
2. Fosfati (PO₄³⁻)	Insolubili	Solubili con NH₄⁺, Na⁺, K⁺
3. Idrossidi (OH⁻)	Insolubili	Solubili con NH₄⁺ e metalli alcalini; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ sono solo poco solubili
4. Solfuri (S²⁻)	Insolubili	Solubili con NH₄⁺, metalli alcalini e alcalino-terrosi (Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺)

💡 Trucco logico:

Tutto ciò che contiene ioni grandi e carichi (CO₃²⁻, PO₄³⁻, OH⁻, S²⁻) tende a essere insolubile, a meno che non si leghi a cationi molto “leggeri” (Na⁺, K⁺, NH₄⁺).

📘 Esempio:
CaCO₃ (carbonato di calcio) e Fe(OH)₃ → precipitano in acqua.

Reazioni di combustione 🔥

a combustione è una reazione redox esotermica tra una sostanza (combustibile) e l’ossigeno molecolare (O₂).
Durante la reazione, il combustibile si ossida e l’ossigeno si riduce, liberando grandi quantità di energia sotto forma di calore e luce.

Esempio classico: combustione del metano

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(g)

• Il carbonio nel metano passa da stato di ossidazione -4 (in CH₄) a +4 (in CO₂) → ossidazione.

• L’ossigeno passa da 0 (in O₂) a -2 (in H₂O e CO₂) → riduzione.

Energia:
La combustione è fortemente esotermica, cioè rilascia energia perché si formano legami più stabili (C=O e O–H).
Questo calore viene utilizzato in motori, impianti termici, centrali elettriche, e anche nel corpo umano (respirazione).

Combustione completa vs incompleta:

• Completa: avviene in presenza di ossigeno sufficiente → produce CO₂ e H₂O.

• Incompleta: ossigeno insufficiente → produce CO (monossido di carbonio) o C (fuliggine).

2CH4+3O2→2CO+4H2O

Aspetti biologici:
La combustione è analoga alla respirazione cellulare, ma avviene più rapidamente e a temperature elevate.
Nel corpo umano, la combustione dei nutrienti è controllata da enzimi per evitare danni cellulari.

In sintesi:

Ruolo	Sostanza	Processo	Prodotto
Agente riducente	Combustibile (es. CH₄, C₈H₁₈, glucosio)	Ossidazione	CO₂, H₂O
Agente ossidante	Ossigeno (O₂)	Riduzione	H₂O

💡 Trucco:

Tutte le combustioni sono redox, ma non tutte le redox sono combustioni.

Reazioni di respirazione 🫁

Definizione generale:
La respirazione cellulare è una reazione redox biologica controllata, in cui il glucosio (o altri composti organici) viene ossidato per produrre CO₂, H₂O ed energia (ATP).

Reazione complessiva:

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + energia (ATP)

• Il carbonio del glucosio si ossida da stato -1 a +4.

• L’ossigeno si riduce da 0 a -2.

Processo biochimico:
La respirazione non avviene in un unico passaggio, ma in tre fasi redox successive:

1. Glicolisi (nel citoplasma)
   → il glucosio si scinde in due molecole di piruvato, liberando una piccola quantità di energia e trasferendo elettroni a NAD⁺ → NADH.

2. Ciclo di Krebs (nei mitocondri)
   → completa l’ossidazione del carbonio e produce CO₂, NADH e FADH₂ (molecole portatrici di elettroni).

3. Catena di trasporto degli elettroni
   → gli elettroni vengono trasferiti gradualmente all’ossigeno, che si riduce a H₂O, mentre l’energia liberata forma ATP.

Formula semplificata degli elettroni:

C₆H₁₂O₆ → 6CO₂ + 24e⁻ + 24H⁺C₆H₁₂O₆ → 6CO₂ + 24e⁻ + 24H⁺6O₂ + 24e⁻ + 24H⁺ → 12H₂O💡 La respirazione è una “combustione lenta e controllata” del glucosio.

Aspetto medico rilevante:
In caso di ipossia (mancanza di O₂), il corpo passa a respirazione anaerobica, producendo acido lattico (C₃H₆O₃)invece di CO₂ e H₂O.
→ minore produzione di energia, accumulo di lattato, acidosi lattica.

Reazione di arrugginimento ⚙ (Corrosione)

Definizione generale:
L’arrugginimento è una reazione redox spontanea che avviene quando il ferro (Fe) si ossida a ossidi idrati di ferro in presenza di ossigeno e acqua.

Equazioni semplificate:

1⃣ Ossidazione del ferro (anodo):

Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻Fe(s) 

2⃣ Riduzione dell’ossigeno (catodo):

O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ → 2H₂O(l)O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ 

(in ambiente acido)
oppure

O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻

(in ambiente neutro o basico)

Reazione complessiva:

4Fe+3O2+6H2O→4Fe(OH)3

→ che poi disidrata in Fe₂O₃·nH₂O, la ruggine vera e propria.

Aspetti chimici:

• Il ferro si ossida → agente riducente.

• L’ossigeno si riduce → agente ossidante.

• L’acqua agisce come conduttore ionico (favorisce il movimento di ioni e elettroni).

Aspetto applicativo:

• Il fenomeno è elettrochimico: su una stessa superficie metallica si formano microcelle galvaniche.

• Si può prevenire con:

  • Zincatura: rivestimento con Zn, che si ossida al posto del Fe.

  • Verniciatura: isolamento dall’ossigeno e dall’umidità.

  • Correnti catodiche: applicazione di corrente esterna per impedire l’ossidazione del ferro.

💡 Curiosità:

La ruggine è lenta ma inarrestabile — è una redox naturale che tende a riportare i metalli al loro stato minerale originario (ossidi).

Reazioni di sbiancamento 🧺

Lo sbiancamento è un processo chimico in cui agenti ossidanti forti distruggono i gruppi cromofori (responsabili del colore) in composti organici, ossidandoli in sostanze incolori.

---

Agenti sbiancanti comuni:

• Ipoclorito di sodio (NaClO) — usato nella candeggina.

• Perossido di idrogeno (H₂O₂).

• Ozono (O₃).

• Biossido di cloro (ClO₂).

Esempio:

NaClO + H₂O → Na⁺ + OH⁻ + HClO

L’acido ipocloroso (HClO) è un forte ossidante:

HClO → Cl⁻ + OH

→ L’ossigeno liberato attacca i doppi legami dei pigmenti organici, rompendoli.

Risultato:

• I composti organici colorati (come nel tessuto o nella carta) vengono ossidati → diventano incolori o si degradano.

• Il cloro si riduce da +1 a -1.

Uso pratico e biologico:

• Candeggio dei tessuti e disinfezione dell’acqua.

• Nel corpo umano, i globuli bianchi producono H₂O₂ e HClO per uccidere i batteri (ossidandone le membrane).

💡 Trucco:

“Sbiancare = ossidare i doppi legami dei pigmenti → togliere il colore.”

Reazioni nelle batterie (celle voltaiche) 🔋

Definizione generale:
Una cella elettrochimica (o pila voltaica) è un dispositivo in cui una reazione redox spontanea produce corrente elettrica.

Struttura:

• Due semicelle separate:

  • Anodo → sede dell’ossidazione (rilascio di elettroni).

  • Catodo → sede della riduzione (acquisto di elettroni).

• Gli elettroni fluiscono nel circuito esterno dall’anodo al catodo.

Esempio: pila Zn–Cu (classica di Daniell)

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Semireazioni:

• Anodo: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (ossidazione)

• Catodo: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (riduzione)

Energia prodotta:
La differenza di potenziale tra i due metalli genera una tensione elettrica (~1,1 V).

Applicazioni:

• Batterie alcaline: Zn–MnO₂.

• Batterie al litio: Li → Li⁺ + e⁻.

• Batterie ricaricabili (accumulatori): le redox sono reversibili (si ricaricano forzando la reazione opposta).

Ruoli elettrodici:

Elettrodo	Processo	Carica	Ricorda
Anodo	Ossidazione	Negativo nella pila	“A = Ossidazione”
Catodo	Riduzione	Positivo nella pila	“C = Riduzione”

💡 Trucco:

“Gli elettroni vanno dall’Anodo (Ossidazione) al Catodo (Riduzione)” → A → C

Aspetto fisiologico:
Nel corpo umano, processi bioelettrici (come la trasmissione nervosa e la respirazione cellulare) funzionano grazie a reazioni redox controllate, analoghe a piccole “batterie biologiche”.

Reversibilità delle reazioni chimiche 🔄

Definizione completa:
Una reazione chimica è reversibile quando i prodotti della reazione possono trasformarsi nuovamente nei reagenti.

• Si indica con la doppia freccia:

A+B⇌C+D

• Quando invece la reazione procede solo in una direzione → irreversibile:

A+B→C+D

Concetto chiave: equilibrio chimico

• In una reazione reversibile, le velocità della reazione diretta (da reagenti a prodotti) e inversa (da prodotti a reagenti) diventano uguali, creando uno stato di equilibrio dinamico.

• Le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti restano costanti, ma la reazione continua a verificarsi in entrambe le direzioni.

Esempi pratici di reazioni reversibili:

1. Dissociazione dell’acido acetico in acqua:

CH3COOH⇌CH3COO^-+ H⁺

• Non tutto l’acido si dissocia, si forma un equilibrio tra molecole di acido non dissociate e ioni in soluzione.

2. Sintesi dell’ammoniaca (processo Haber):

N2+3H2⇌2NH3

• Le reazioni industriali sfruttano il principio dell’equilibrio per massimizzare la produzione di NH₃.

Fattori che influenzano la reversibilità:

• Temperatura: può spostare l’equilibrio verso reagenti o prodotti.

• Pressione: per reazioni con gas, la pressione può favorire il lato con meno molecole gassose.

• Concentrazione: aggiungere o togliere reagenti o prodotti sposta l’equilibrio secondo il principio di Le Chatelier.

💡 Trucco mnemonico:

Reversibile = ↔ → “va avanti e indietro continuamente, ma le quantità totali restano costanti”.

Reazioni di neutralizzazione ⚖

Una reazione di neutralizzazione è una reazione acido-base in cui un acido reagisce con una base per formare sale e acqua:

Acido + Base → Sale + H₂O

• L’acido dona H⁺, la base dona OH⁻, che si combinano formando H₂O.

• Il pH finale tende verso 7 se acido e base sono forti e in quantità stechiometrica.

Esempi pratici:

1. Acido cloridrico + idrossido di sodio:

HCl(aq)+NaOH(aq)→NaCl(aq)+H2O(l)

• HCl → acido forte

• NaOH → base forte

• Prodotti: sale neutro (NaCl) + acqua

2. Acido acetico + idrossido di calcio:

2CH3COOH+Ca(OH)2→(CH3COO)2Ca+2H2O

Applicazioni pratiche:

• Medicina: antiacidi (Mg(OH)₂ o CaCO₃) neutralizzano HCl nello stomaco.

• Industria: produzione di sali, regolazione del pH di acque o terreni agricoli.

• Chimica sperimentale: titolazioni acido-base per determinare concentrazioni sconosciute.

Concetti chiave:

Caratteristica	Dettaglio
Tipo di reazione	Acidobase
Prodotti	Sale + acqua
Equazioni ioniche	H⁺ + OH⁻ → H₂O
pH finale	7 per acidi e basi forti; >7 per base forte + acido debole; <7 per acido forte + base debole

💡 Trucco mnemonico:

Neutralizzazione = “H⁺ + OH⁻ → H₂O” → semplice e universale.

Reazioni di precipitazione 💧

Definizione completa:
Una reazione di precipitazione avviene quando due soluzioni contenenti ioni vengono miscelate e formano un composto insolubile (precipitato).

• Gli ioni che non reagiscono rimangono in soluzione → ioni spettatori.

• L’equazione ionica netta mostra solo gli ioni che reagiscono.

Esempio classico:

AgNO3(aq)+NaCl(aq)→AgCl(s)+NaNO3(aq)

Equazione ionica netta:

Ag⁺(aq)+Cl^-(aq)→AgCl(s)

• Na⁺ e NO₃⁻ → ioni spettatori, non partecipano alla reazione.

Altri esempi pratici:

Reagenti	Prodotto insolubile	Colore
BaCl₂ + Na₂SO₄	BaSO₄	Bianco
Pb(NO₃)₂ + KI	PbI₂	Giallo
AgNO₃ + Na₂S	Ag₂S	Nero

Principi chiave per prevedere un precipitato:

1. Controllare solubilità dei composti (vedi regole di solubilità).

2. Se il prodotto è insolubile, si forma il precipitato.

3. Scrivere l’equazione ionica netta, bilanciando atomi e cariche.

Concetti avanzati:

• Alcuni precipitati possono ricristallizzare se cambiano solvente o concentrazione.

• La formazione di un precipitato è spesso irreversibile a temperatura ambiente, ma alcune reazioni possono essere reversibili in condizioni particolari.

• Precipitazione e solubilità sono alla base di tecniche come analisi chimica qualitativa e purificazione dei sali.