Annalisa Vacca - Università di...
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Corso di
CHIMICAAnnalisa Vacca
Dipartimento di Ingegneria Meccanica, Chimica e dei Materiali
Aula MagnaDipartimento di
ingegneria chimica
e materiali
(secondo piano)
Aula MagnaDipartimento di
ingegneria chimica
e materiali
(secondo piano)
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Telefono: 070675-5059
Pagina personale: people.unica.it/annalisavacca
SEZIONE DIDATTICA
Scheda del corso – programma
Lucidi di lezione
Esercitazioni
Esercizi svolti
AVVISI
Informazioni su:
- Date di pre-esami ed esami
- Esiti delle prove scritte
CHIMICA
Scienza che studia le proprietà, la struttura e le
trasformazione della materia.
Fornire i concetti di base di chimica necessari per affrontare
lo studio delle tecnologie.
OBIETTIVO DEL CORSO
La tecnologia è l’applicazione delle conoscenze scientifiche
per la realizzazione di nuovi prodotti che migliorino la
qualità della vita
Perchè studiare la chimica?
Tutto ciò che ci circonda ha a che fare con la chimica.
Spiega ciò che osserviamo attorno a noi.
QUARTO SECOLO a.c.
AristoteleIl mondo era spiegato da 4 elementi ARIA TERRA FUOCO ACQUA che
mescolandosi in diverse proporzioni formano le diverse proprietà della materia,
come i colori.
DemocritoIpotizza che materia è fatta di atomi.
Alchimia (~300 a.c. - 1650 d.c.)
L’alchimia ebbe due filoni principali:
• Uno mineralogico per ottenere l’oro (pietra filosofale)• Uno medico per l’elisir di lunga vita
METODO SCIENTIFICO (1500)
Galileo Galilei – Francis Bacon
Il metodo scientifico
• Osservazione -> Individuare un problema
• Ipotesi -> proporre una spiegazione all’osservazione fatta
• Sperimentazione -> si usano una o più procedure per testare l’ipotesi (misure, raccolta di dati)
• Teoria
• Legge
Osservazione di
un fenomeno
Ipotesi
Esperimento
Raccolta e analisi critica
dei dati sperimentali
L’ipotesi è
verificata?
SI
Si formula la
legge
Nuova ipotesi
NO
L’ipotesi deve essere rivistase non viene supportata dadati sperimentali
Se i dati raccolti mostrano unaregolarità significativavengono espressi sotto formadi legge. La legge può essererappresentata da unarelazionematematica
1 nm
Ali di farfalla 10 mmMicroalga
Grafene
1) INTRODUZIONE
Leggi fondamentali della chimica
Peso atomico
Mole
Formule chimiche
Stechiometria
Articolazione del corso
Lavoisier
Proust
Dalton
Avogadro
Articolazione del corsoSTRUTTURA DELLA MATERIA
Struttura dell’atomo
Proprietà chimiche degli elementi
Sistema periodico degli elementi
Legame chimico
Proprietà delle molecole
Stati di aggregazione della materia
Stato gassoso, solido e liquido
Articolazione del corsoTRASFORMAZIONE DELLA MATERIA
Termodinamica Chimica
Primo principio della termodinamica
Secondo principio della termodinamica
Cambiamenti di stato
Sistemi a un componente
Tensione di vapore e sua dipendenza dalla temperatura
Sistemi a due o più componenti
Soluzioni e loro proprietà
Calcolo del calore di reazione
Processi reversibile e irreversibili
Articolazione del corsoEQUILIBRIO CHIMICO
In fase eterogenea
In fase omogenea
Equilibri ionici in soluzione
Equilibri acido-base
Calcoli di pH
ELEMENTI DI ELETTROCHIMICA
Elettrolisi
Pile
Libri di testo consigliati:
Palmisano-Schiavello:“Elementi di Chimica”Edises - Napoli
D.W.Oxtoboy, N.H.Nachtrib:“Chimica moderna ”Edises - Napoli
Palmisano-Schiavello:“Fondamenti di Chimica”Edises - Napoli
Biblioteca di Facoltà
Corso di chimica
6 CFU 60 ore di didattica frontale
Lezioni + esercitazioni
1CFU = 25 ore di studio individuale
150 ore
Modalità di EsameGLI APPELLI DI ESAME
•3 appelli nella sessione gennaio-febbraio•4 appelli nella sessione giugno-luglio-settembre
ISCRIZIONE ALL’ESAME
L’iscrizione si effettua per via telematicaSito UNICA -> servizi on-line agli studenti
https://webstudenti.unica.it/esse3/Start.do
Ott Nov Dic Gen Feb Mar Apr Mag Giu Lug Ago Set Ott
Inizio a.a.
I semestre II semestre
Lezioni LezioniEsami Esami
I° pre-esame 13-17 NovembreII° pre-esame nel periodo dal 7 Gennaio
ISCRIZIONE ALL’ESAME
L’iscrizione si effettua per via telematica. UNICA -> servizi on-line agli studentihttps://webstudenti.unica.it/esse3/Home.do
Iscriversi solo per la seconda prova intermedia
Unità di misura
• SI – Sistema Internazionale mks
Lunghezza (metro) m
Massa (chilogrammo) kg
Tempo (secondi) s
Il Sistema Internazionale (SI)
Dalle grandezze fondamentali si ricavano le grandezze
derivate.
Ogni grandezza fondamentale ha una sua unità di misura
la cui combinazione fornisce le unità di misura delle
grandezze derivate.
MATERIA
La materia e’ tutto cio’ che possiede una massa ed occupa uno spazio.
La materia può esistere in tre stati fisici:
- solido forma e volume definiti
- liquido volume definito e forma non definita
- gassoso forma e volume non definiti
Proprietà della materia
FISICHE
E’ la caratteristica di una
sostanza che può essere
osservata senza
trasformarla in un’altra
sostanza.
Esempi:
-Stato fisico
-Temperatura di ebollizione
-Colore
-Densità
CHIMICHE
E’ la caratteristica di una sostanza che descrive il
modo di resistere o subire cambiamenti per
originare una nuova sostanza.
Esempio:
Il ferro (Fe) reagisce con l’ossigeno (O2) e l’acqua
(H2O) presenti nella atmosfera ossidandosi.
L’oro (Au) nelle stesse condizioni rimane
inalterato
SOSTANZA PURA
E’ un singolo tipo di materia che non può essere separato in altri tipi di
materia utilizzando metodi fisici.
COMPOSTO
gli atomi sono di almeno due tipi
Acqua H2O
Metano CH4
ELEMENTO
tutti i suoi atomi sono dello stesso tipo
Ferro (Fe)
Ossigeno (O2)
NON DECOMPONIBILE DECOMPONIBILE
MISCELA
Combinazione fisica di una o più sostanze
OMOGENEA
Benzina
Aria
ETEROGENEA
Nebbia
Fango
TRASFORMAZIONI DELLA MATERIA
CAMBIAMENTO FISICO
È un processo che non determina il cambiamento della natura della sostanza;
non si formano nuovi composti
CAMBIAMENTO CHIMICO
È un processo durante il quale cambia la natura delle sostanze e si formano
nuovi composti
ghiaccio Acqua liquida Vapore acqueo
Il cambiamento associato alla fusione del ghiaccio in acqua liquida ed alla successiva evaporazione non modifica la natura della sostanza
Durante la combustione del metano vengono prodotti acqua e biossido di carbonio.
CH4 + 2O2 2H2O + CO2 + ENERGIA
Al termine della combustione la natura delle sostanze è variata
Procedimento per classificare una campione di materia
residuo
MISCUGLIO SOSTANZA ELEMENTI
ACQUA
CLORURO DI SODIO
elettrolisi
elettrolisi
IDROGENO
OSSIGENO
SODIO
CLORO
Soluzione di
NaCl
Separazione delle sostanze da una
miscela acqua + cloruro di sodio
ELEMENTI
Sono sostanze pure che non possono essere decomposte in sostanze più
semplici mediante reazioni
Costituiscono i “mattoni” più semplici della materia
I composti e le molecole sono formati dalle infinite combinazioni di un
numero limitatato di elementi.
Per esempio i composti del carbonio con pochi altri elementi (idrogeno,
ossigeno e azoto) sono milioni: sono i composti organici.
Attualmente gli elementi chimici conosciuti sono poco più di un centinaio dei
quali 90 sono presenti in presenti in natura.
I SIMBOLI ATOMICI
I simboli atomici sono una notazione sintetica composta da una o
due lettere del nome corrispondente ad un particolare elemento.
A volte si usano le prime lettere del nome latino
S Zolfo da Sulfur
Au Oro da Aurum
Na Sodio da Natrium
Cl Cloro
Composti
Possono essere molecolari formati da molecole.
o ionici formati da ioni.
Molecole e composti molecolari
• una molecola è un gruppo definito e distinto di atomi legati assieme.
• una formula molecolare indica il numero di atomi di ciascun elemento presente in una molecola.
esempiacqua H2O
ammoniaca NH3
metano CH4
Le formule delle sostanze
Le sostanze elementari ed i composti sono rappresentati
graficamente con simboli convenzionali: Le formule
chimiche
FORMULA MINIMA: si ricava dall’analisi elementare della
sostanza e indica il rapporto tra i più piccoli valori interi di
atomi presenti in un composto
C2H2 etino H-C C-H
CH
C6H6 benzene
FORMULA MOLECOLARE:
Indica il numero effettivo di
atomi di ciascun elemento
in un composto
FORMULA DI STRUTTURA:
Mostra come sono legati fra
loro gli atomi di una
molecola
La teoria atomica di Dalton
1. Tutta la materia è composta da particelle estremamente piccole e
indivisibili: gli atomi.
2. Gli atomi di uno stesso elemento sono uguali tra loro
3. Atomi di elementi diversi hanno masse differenti
4. Una reazione chimica consiste nella ricombinazione degli atomi presenti
nelle sostanze reagenti in modo da dare nuove combinazioni chimiche
presenti nelle sostanze formate dalla reazione
5. Gli atomi si combinano tra loro secondo rapporti definiti e costanti
espressi da numeri interi.
ossigeno
idrogeno
azoto
carbonioacquaacqua
Lavoisier e la legge di conservazione della massa
Lavoisier introdusse il metodo scientifico nello studio dei processi chimici
basando le sue deduzioni su risultati sperimentali riproducibili.
Gli esperimenti consistevano nel riscaldare dei metalli (stagno o piombo)
in recipienti chiusi con quantità limitate di aria.
Il peso dell’intero recipiente risultava immutato prima e dopo la reazione.
Analogamente bruciando la legna la cenere residua era più leggera del
legno di partenza ma il peso del recipiente rimaneva lo stesso.
La massa totale delle sostanze reagenti coinvolte in una reazione chimica è
uguale alla massa totale delle sostanze prodotte.
2 g di Idrogeno + 16 g di Ossigeno =18 g di Acqua
Legge delle proporzioni definite (o legge di Proust)
Un composto puro, qualunque sia l’origine o il modo di preparazione,
contiene sempre quantità definite e costanti degli elementi proporzionali alla
loro massa
CuORame: 79,8 %Ossigeno: 20,2 %
100 g di CuO79.8 g di Rame20.2 g di Ossigeno
CARBONIO C OSSIGENO O
Possono combinarsi per dare due composti
1) 1 g di C 2) 1 g di C1,33 g di O 2,66 g di O
Il composto 2 ha il doppio degli atomi di ossigeno rispetto al composto 1
CO CO2
La legge di Gay-Lussac, 1808
Data la reazione fra due gas, i volumi dei reagenti e dei prodotti gassosi
stanno fra di loro in rapporto come numeri interi semplici (misurati a parità di
pressione e temperatura).
2 vol. di idrogeno più 1 vol. di ossigeno danno 2 vol. di acqua (vapore)
2 H2 + O2 2 H2O
La legge di Avogadro, 1811
Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e
pressione, contengono lo stesso numero di molecole
Le relazioni tra i
volumi di gas
che reagiscono
tra di loro (a P ,T
cost) sono
analoghe ai
rapporti di
combinazione
tra le sostanze
PARTICELLE SUBATOMICHE
Se a due elettrodi posti alle estremità di un tubo in cui è fatto il vuoto viene applicato un alto voltaggio, dall'elettrodo negativo (catodo) si dipartono dei raggi detti raggi catodici.
Vari esperimenti condotti all'inizio del 1900utilizzando tubi catodici dimostrarono che gli atominon sono indivisibili. Essi sono costituiti da particellepiù piccole (particelle subatomiche).
Thomson dimostrò che tali raggi sono costituiti da
un flusso di particelle cariche negativamente che
chiamò elettroni.
ESPERIMENTO DI THOMSON
Misura del rapporto carica/massa dell'elettrone: un fascio di raggi catodiciattraversa un campo elettrico e un campo magnetico. L'esperimento èpredisposto in modo che il campo elettrico devii il fascio in una direzionementre il campo magnetico lo devia nella direzione opposta. Bilanciando glieffetti è possibile determinare il rapporto carica/massa dell'elettrone.
e/m=1,7588 1011 C/Kg
Esperimento di Millikan
Dal voltaggio necessario a contrastare la forza di gravità per mantenere
ferme le gocce cariche fu possibile determinare la carica presente sulle gocce.
Fu trovato che tutte le cariche elettriche sono multiple di una carica
elementare minima e assunta come carica dell'elettrone.
e= - 1,602 10-19 C (coulomb)
Dal rapporto carica/massa determinato da Thomson si determino quindi la
massa dell’elettrone:
me= 9,11 10-31 Kg
Particelle subatomicheParticella
(simbolo)
Carica assoluta
Carica relativa
Massa assoluta
Massa relativa
Protone (p) +1.60 10-19 C +1 1.660 10-24 g 1.0073
Elettrone (e) -1.60 10-19 C -1 9.109 10-28 g 0.0005486
Neutrone (n) 0 0 1.675 10-24 g 1.0087
Modello di Thomson: il volume dell’atomo ècompletamente occupato da protoni, neutronied elettroni in modo uniforme.
L’ATOMO E’ UN SISTEMA ELETTRICAMENTE NEUTRO
L'esperimento di Rutherford
La lamina d’oro bombardata daparticelle alfa (particelle costituiteda 2 neutroni e 2 protoni) ne deviapoche. La maggior parte delleparticelle passano attraverso lalamina senza subire deviazioni,alcune vengono deflesse mentrepoche sono addirittura respinte.
Modello di Rutherford:modello simile al modelloplanetario. Nel nucleo siconcentra quasi tutta la massaatomica mentre gli elettronisono esterni al nucleo e sonoin numero sufficiente abilanciare le cariche.
Struttura dell’atomo
•Gli atomi sono costituiti da un nucleo positivo e da
elettroni negativi.
•Il nucleo ha un raggio di 10-4 Å.
•Il raggio di un atomo è dell'ordine di 1 Å.
Proporzione 100m vs 1mm
NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA
In un atomo il numero di elettroni è uguale a quello di protoni:
Questo numero viene denominato numero atomico Z
Z = Nprotoni = Nelettroni
Il numero di protoni caratterizza la specie atomica.
Il numero di massa A rappresenta la somma nel numero di neutroni e di
protoni presenti nell’atomo.
XA
Z
C12
6H
1
1 O16
8
Gli elementi presenti in natura sono in genere miscele di
isotopi:
Cloro 75,8 % 24,2 %
Ossigeno 99.759 % 0.037% 0.204%
Cl35
17 Cl37
17
trizio 1 protone 2 neutroni
deuterio 1 protone 1 neutrone
idrogeno 1 protone nessun neutroneH1
1
H3
1
H2
1
Atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni ma diversonumero di neutroni sono detti isotopi.
Gli isotopi di un elemento hanno la stessa reattività chimica
Ad esempio l'idrogeno ha tre isotopi:
O16
8 O17
8 O18
8
Unità di massa atomica e
mole
Numero atomico ZZ=numero di protoniCaratterizza l’elemento
Numero di massa Ap + n
Particella Carica Massa Massa relativa
Protone (p) +1 1.660 10-24
g 1.0073
Elettrone (e) -1 9.109 10-28
g 0.0005486
Neutrone (n) 0 1.675 10-24
g 1.0087
XA
Z
IsotopiStesso numero di protoni (Z)
Diverso numero di neutroni (A)
Unità di massa atomica u.m.a.
La massa di un atomo è troppo piccola e viene quindi definita in
rapporto a quella di un nuclide di riferimento.
Per convenzione la massa del nuclide 12C è stata definita come
esattamente = a 12.
1/12 della sua massa è l’unità di riferimento = u.m.a.
u.m.a. = 1,661×10-27 Kg
14C 14,003142 u.m.a
1H 1,007825 u.m.a
Massa atomica
Si definisce massa atomica di un elemento la massa relativa e media di
quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12C.
Massa atomica Media ponderata
Il peso atomico dell'idrogeno è:
1,007825 u.m.a × 0,99985 + 2,014102 u.m.a × 0,00015 = 1,007976 u.m.a
Il peso atomico del carbonio è:
12 u.m.a. × 0,9889 + 13,003354 u.m.a × 0,0111 = 12,0111 u.m.a
Nuclide Massa relativa % di nuclidi
11C 11,011433 tracce12C 12, 98,8913C 13,003354 1,11
14C 14,003142 tracce
Isotope trends among the elements:
Una unità di massa atomica (u.m.a)= un dodicesimo della massadell'atomo di carbonio-12 = 1,661×10-27 Kg
Peso atomico= massa atomica media di un elemento allo statonaturale espresso in unità di massa atomica
PESO MOLECOLARE
Il peso molecolare di una sostanza è la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi nella molecola della sostanza.
H2O PA(H)=1,0 u.m.a. PA(O)=16,0 u.m.a.
Nel caso di composti ionici si parla di peso formula di quel compostoriferendoci ad unità formula
NaCl PA(Na)=22,99 u.m.a. PA(Cl)=35,45 u.m.a.
PF(NaCl)=22,99 + 35,45 =58,44 u.m.a.
I2 PA(I) = 126.9 u.m.a.
H2SO4 PA (H) = 1 u.m.a. PA (S)=32.064 u.m.a.
PA (O) = 16 u.m.a.
Peso molecolare esempi:
somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una
molecola di una sostanza elementare o di un composto
1. I2: 126.9x2= 253.8
2. H2SO4: (1.00798 x 2) + 32.064 + (15.999 x 4) = 98.076
Peso Molecolare
La mole
NUMERO DI AVOGADRO N = 6,0221367 1023
u.m.a. = 1,661×10-24 g
1 mole di u.m.a = 1,661×10-24 x 6,0221367 1023 = 1 g
La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle
N ( atomi, molecole, ioni….) pari al numero di Avogadro
La mole
NUMERO DI AVOGADRO N = 6,0221367 1023
u.m.a. = 1,661×10-24 g
La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle
N ( atomi, molecole, ioni….) pari al numero di Avogadro
massa di 12C = 12 x 1,661×10-24 g = 1,99×10-23 g
Una mole di 12C corrisponde a:
massa di 12C x N = 1,99×10-23 g x 6,0221367 1023 = 12 g
La mole è la quantità in grammi di sostanza che contiene un numero N
di particelle uguale a quello presente in 12 g di 12C.
NA=6,022 x 1023
Si sceglie il valore di NA in modo che NA molecole abbiano unamassa in grammi numericamente uguale alla massa molecolare.
Una mole di particelle =
un numero di Avogadro di particelle
1,0 mol di
atomi di carbonio
6,022×1023
atomi di carbonio=
1,0 mol di
atomi di carbonio
6,022×1023
atomi di carbonio= 12,011 g
di carbonio=
Le unità di massa molare sono g/mol.
Quantità pari a una mole di sostanze diverse hanno peso differente
Carbonio + ossigeno biossido di carbonio
C(s) + O2(g) CO2(g)
1 atomo di carbonio + 1 molecola di ossigeno = 1 molecola di biossido di carbonio
N atomi di carbonio + N molecole di ossigeno = N molecole di biossido di
carbonio
Scegliendo N pari al numero di Avogadro
1 mole di atomi di carbonio + 1 mole di molecole di ossigeno = 1 mole di molecole
di biossido di carbonio
12 g carbonio + 32 g di ossigeno = 44 g di biossido di carbonio
Dal micro al macroscopico
Calcoli dimoli
Dai grammi alle moli
A quante moli corrispondono 10,0 g di C2H5OH?
(g/mol) molare massa
g) massa( (n) moli di numero
Calcoli dimoli
Dai grammi alle moli
A quante moli corrispondono 10,0 g di C2H5OH?
PM(C2H5OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u.m.a.
Massa molare = 46,1 g/mol
mol 0,217g/mol 46,1
g 10,0n
(g/mol) molare massa
g) massa( (n) moli di numero
Quanto pesano 2 moli di H2O ?
Dalle moli ai grammi
(g/mol) molare massa x (n) moli di numero (g) massa
Quanto pesano 2 moli di H2O ?
PM(H2O)= 1 x 2 + 16= 18 u.m.a.
Peso = 2 mol x 18 g/mol= 36 g
Dalle moli ai grammi
(g/mol) molare massa x (n) moli di numero (g) massa
Numero di molecole per una data massa
Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl?
Numero di molecole per una data massa
Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl?
PM(HCl)= 1,0 + 35,5=36,5
mol 0,0948g/mol 36,5
g 3,46nHCl
Numero di molecole = 0,0948 mol x 6,021023 molecole/mol =
= 5,711022 molecole
REAZIONI CHIMICHE
Equazioni chimiche
Una equazione chimica è la rappresentazione simbolica di una reazionechimica in termini di formule chimiche
2 Na + Cl2 2 NaCl
In molti casi è utile indicare gli stati o le fasi delle sostanze ponendoappropriati simboli fra parentesi indicanti le fasi dopo le formule
(g) = gas (l) = liquido (s) = solido (aq) = soluzione acquosa
2Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s)
Reagente Prodotto
Coefficiente stechiometrico
STECHIOMETRIA DELLE REAZIONI: relazione quantitativa tra
le quantità dei reagenti consumati e quelle dei prodotti formati
nel corso della reazione chimica, espressa dall�’ equazione
bilanciata della reazione.
Stechiometria
BILANCIAMENTO DI REAZIONI CHIMICHE
Quando in una equazione chimica i coefficienti stechiometrici sono scritti correttamente il totale degli atomi di ogni elemento è uguale in entrambi i membri dell'equazione.
L'equazione chimica è allora bilanciata.
2 NO + O2 2 NO2
2 atomi N 2 atomi N 4 atomi O 4 atomi O
OK!
N2(g) + H2(g) NH3 (g)
ESEMPIO – bilanciare la seguente reazione:
Stechiometria
N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g)
Quanto idrogeno e quanto azoto sono necessari per produrre
1 Kg di NH3?
Stechiometria
N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g)
Quanto idrogeno e quanto azoto sono necessari per produrre
1 Kg di NH3?
prima di tutto si calcolano le moli di NH3 contenute in 1000 grammi
mol 58,82 /molg 17,0
NH g 10 n 3
3
NH3
- Dalla stechiometria della reazione si osserva che ogni 2 moli di NH3
che si formano richiedono 3 moli di H2 che reagiscono
N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g)
23
23H2 H mol 88,23
NH mol 2
H mol 3NH mol 58.82n
23
23N N mol 29,41
NH mol 2
N mol 1NH mol 58.82n
2
Massa di H2 = 88,23 mol H2 x 2 g / mol = 176,5 g
Massa di N2 = 29,41 mol N2 x 28 g / mol = 823,5 g
Massa totale dei reagenti = 176,5 g + 823,5 g = 1000 g
Riepilogando: bisogna passare necessariamente attraverso le moli, perché convertire direttamente tra le masse non è possibile.
nAA + ... nBB + ...
PM
grammi
A
A
A
B
n
nA Moli PM olim BB
Data la reazione,
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Calcolare quanti grammi di ferro e CO2 si possono produrre da
1,00 Kg di Fe2O3 e quanti grammi di CO sono necessari.
Esempio
Data la reazione,
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Calcolare quanti grammi di ferro e CO2 si possono produrre da
1,00 Kg di Fe2O3 e quanti grammi di CO sono necessari.
Esempio
Le moli di ossido di ferro a disposizione sono:
nFe2O3 = = 6,25 mol g/mol 159,6
g 101,00 3
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Moli iniziali
Per far reagire tutto l’ossido sono necessarie il triplo delle moli di CO
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Moli iniziali 6.25 3x6.25 - -
Moli finali 2x6.25 3x6.25
Quando tutto l’ossido ha reagito con tutto il CO che occorreva, si
formeranno il doppio delle moli di Fe e il triplo di CO2
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
grammi iniziali 103 5.25 102 - -
grammi finali - - 6.98 102 8.25 102
Moltiplicando ciascun numero di moli per il relativo peso atomico o
molecolare otteniamo i grammi di ciascun componente della reazione
REAGENTE LIMITANTE
Può capitare che i reagenti siano combinati in quantità diverse dalle proporzioni molari date dall'equazione chimica.In tal caso solo uno dei reagenti – il reagente limitante – si consuma completamente mentre parte dell'altro reagente – il reagente in eccesso – rimane inalterato.
2 H2 (g) + O2(g) 2 H2O(g)
Inizio 2 mol 1 mol -Fine - - 2 mol
2 H2 (g) + O2(g) 2 H2O(g)
Inizio 2 mol 0.5 mol -Fine 1 mol - 1 mol
Reagente
limitante
Data la reazione,
2 Al(s) + 3 Cl2 (g) Al2Cl6 (s)
Determinare quanti grammi di Al2Cl6 si possono ottenere facendo
reagire 50 g di Al e 250 grammi di Cl2.
Esempio 1
Calcoliamo il numero di moli dei reagenti:
Al 26.98 g/mol Al2Cl6 266.66 g/mol
Pesi atomici P.A. Pesi molecolari
Cl 35.45 g/mol Cl2 70.9 g/mol
85.1g/mol 26.98
g 50 nAl
Al
Al
PA
g52.3
g/mol 70.9
g 250 n
2
2
2
Cl
Cl
Cl PM
g
Moli iniziali 1.85 3.52 -
2 Al(s) + 3 Cl2 (g) Al2Cl6 (s)
Per far reagire completamente 1.85 moli di Al quanto Cl2 mi
occorrerebbe?
77.2n2
3 n AlCl2
Ho a disposizione più cloro di quello
necessario a far reagire tutto l’alluminio:
Cl2 reagente in eccesso
Al reagente limitante
Devo quindi utilizzare le moli del reagente limitante per calcolare
la quantità massima di prodotto che posso ottenere
Per ogni mole di Al ottengo mezza mole di Al2Cl6 quindi
925.085.12
1n
2
1 n AlClAl 62
x
Moli iniziali 1.85 3.52 -
2 Al(s) + 3 Cl2 (g) Al2Cl6 (s)
Moli reagite 1.85 2.77
Moli finali - (3.52- 2.77)=0.75 0.925
grammi finali - (0.75*70.9)=53.17 (0.925*266.66)= 246.6
Cl2 avanzato
Data la reazione,
N2(g) + H2 (g) NH3 (g)
A) Bilanciarla
B) Determinare quanti grammi di ammoniaca si possono ottenere
facendo reagire 50 g di azoto e 30 g di idrogeno.
Esempio 2
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Pesi atomici P.A. Pesi molecolariN 14.01 g/mol
H 1.01 g/mol
N2 28.02 g/mol
H2 2.02 g/mol
NH3 17.04 g/mol
Calcoliamo il numero di moli dei reagenti:
molPM
g
N
N 78.1g/mol 28.02
g 50 n
2
2N2
Moli iniziali 1.78 14.85 -
molPM
gH85.14
g/mol 2.02
g 30 n
2
2
2
H
H
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
Per far reagire completamente 1.78 moli di N2 quanto H2 mi
occorrerebbe?
34.5n3 n N2H2
Ho a disposizione più idrogeno di quello
necessario a far reagire tutto l’azoto:
H2 reagente in eccesso
N2 reagente limitante
Devo quindi utilizzare le moli del reagente limitante per calcolare
la quantità massima di prodotto che posso ottenere
Per ogni mole di N2 ottengo 2 moli di NH3 quindi
56.378.12n2 n N2NH3
Moli iniziali 1.78 14.85 -
Moli reagite 1.78 5.34
Moli finali - (14.85- 5.34)=9.51 3.56
grammi finali - (9.51*2.02)=19.21 (3.56*17.04)= 60.66
H2 avanzato
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
LE SOLUZIONI
Una soluzione è un sistema omogeneo costituito da almeno due
componenti
Soluzioni gassose: in genere i gas possono mescolarsi in tutte le
proporzioni per dare soluzioni gassose.
Soluzioni solide: sono principalmente leghe di due o più metalli. Le
leghe di mercurio (l’unico metallo liquido) con altri metalli sono
chiamate amalgame e possono essere sia liquide che solide.
Soluzioni liquide: sono ottenute nella maggior parte dei casi
sciogliendo in un liquido un gas, un solido o altri liquidi.
Il componente maggioritario e’ solitamente chiamato solvente
mentre i componenti in quantita’ minore sono chiamati soluti
CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI
La concentrazione di una soluzione è una misura della
quantità di soluto presente in una data quantità di
solvente o di soluzione.
La quantità di soluto o di solvente possono essere espresse
in numero di moli, massa o volume per cui vi sono diversi
modi di esprimere la concentrazione di una soluzione:
•Molarità M
•Percentuale in massa (peso) %p
•Molalità m
•Frazione molare X
Molarità
E’ il numero di moli di soluto presenti in un litro di soluzione:
Le unità sono mol/litro.
Ad esempio una soluzione ottenuta sciogliendo 12 grammi di NaCl in
acqua sino ad un volume di 1,0 l ha molarità:
soluzione di litri
soluto di moli nM Molarità
Ml
205.01
205.0
soluzione di litri
soluto di moli nM Molarità
205.04.58
12
PM
g (NaCl) soluto di moli n
NaCl
NaCl
Molalità
E’ il numero di moli di soluto per chilo di solvente:
Le unità sono mol/Kg.
Ad esempio una soluzione ottenuta sciogliendo 0,20 moli di NaCl in
2000 g di acqua ha molalità:
sovente di kg
soluto di moli nm Molalità
m 0,10 mol/Kg 0,10 Kg 2,0
moli 0,20m Molalità
Frazione molare
Per una soluzione fra due componenti A e B la frazione molare di A è definita:
B di mo li Adi mo li
Adi mo li
so luz io ne to ta li mo li
Adi mo lix A
Ad esempio in una soluzione ottenuta sciogliendo 0,0315 moli di glucosio in 25,2 g di acqua la frazione molare del glucosio è:
OHOH 22mol 1 ,40
g /mol 18 ,0
g 25 ,2 n 0,022
1 ,40 0 ,0315
0 ,0315 x g l u co s i o
0,978 1 ,40 0 ,0315
1 ,40 x OH 2
1g l u c o s i oOH
x x2
Molalità (m) Molarità (M)
Calcolare la molarità di una soluzione 0,273 m di KCl in acqua, avente densità 1,011103 g/l.
g 20,4 g /mol 74,6 mol 0 ,273 massaK C l
Per 1 Kg di solvente vi sono 0,273 moli di KCl e quindi:
M 0,271 l 1,009
mol 0,273molarità
l 1,009g/l10 1,011
g10 1,02
d
massavolume
volume
massa d
3
3
La massa totale di soluzione è:
g 1 0 1 , 0 2 g 1 0 2 0 m o l g 2 0 , 4 g 1 0 0 0 m a s s a m a s s a m a s s a3
OHK C lt o t 2
Nell’espressione per il calcolo della molarità c’è però il volume in litri della soluzione, calcolabile tramite la densità:
Si noti che per soluzioni diluite molarità molalità
Esempi:
Calcolare la molarità, la molalità e la frazione molare di soluto
per una soluzione acquosa di NaCl al 10% in peso. La densità
della soluzione è pari a 1.09 g/cm3.
Esempi:
Calcolare la molarità, la molalità e la frazione molare di soluto per una soluzione
acquosa di NaCl al 10% in peso. La densità della soluzione è pari a 1.09 g/cm3.
Consideriamo 100 g di soluzione:
Soluto NaCl 10 g
Solvente H2O 90 g
mkg
9.109.0
171.0
solvente kg
soluto di moli nm Molalità171.0
4.58
10
PM
g (NaCl) soluto di moli n
NaCl
NaCl
Conoscendo la densità della soluzione posso valutare il suo volume relativo a
100 g.
lcmcmg
g0917.073.91
/09.1
100
densità
g massa V
3
3soluzione
Ml
86.10917.0
171.0
soluzione di l
soluto di moli nM Molarità
Per valutare le frazioni molari calcolo il numero di moli del solvente:
97.003.0171.5
171.0
nn
n5
18
90
PM
g (C) solvente di moli n
2
22
2
NaClOH
NaCl
OH
OH
OHNaCl xx
DILUIZIONE DI UNA SOLUZIONE
Diluire una soluzione significa aggiungere SOLVENTE alla soluzione stessa.
LA CONCENTRAZIONE DIMINUISCE
Ciò che non cambia è la quantità di soluto presente nella soluzione inizialmente
n1= n2
M1V1= M2V2
1) Quanti cm3 di una soluzione 0.5 M di HCl bisogna diluire con acqua per
ottenere 0.5 litri di soluzione 0.125 M
Nella diluizione il numero di moli iniziali di soluto n1 è pari a quello finale n2
n1 = moli iniziali di soluto contenute nel volume iniziale V1 di soluzione
avente concentrazione iniziale C1
n2 = moli finali di soluto contenute nel volume finale V2 di soluzione avente
concentrazione finale C2
n1 = n2
C1 V1= C2 V2 V1= C2 V2 / C1 = 0.125 l = 125 cm3
300 cm3 di una soluzione acquosa 0.1 M di NaCl sono mescolati con 700 cm3
di una soluzione acquosa 0.3 M di NaCl. Quale è la concentrazione finale
della soluzione?
Nel mescolamento di due soluzioni, la concentrazione risultante alla fine,
sarà data dal rapporto tra le moli totali di soluto e il volumento totale di
soluzione:
C = ntot /Vtot
ntot = n1 + n2 = C1 V1+ C2 V2 = 0.1 M 0.3 l + 0.3 M 0.7 l = 0.24 mol
Vtot = V1+ V2 = 0.3 l + 0.7 l = 1 l
C = ntot /Vtot = 0.24 mol/1 l = 0.24 M
Data la reazione,
2 NaOH +MgCl2 Mg(OH)2 + 2NaCl
Determinare quanto cloruro di sodio e idrossido di magnesio si
producono aggiungendo 30 g di MgCl2 a 50 g di soluzione
acquosa di NaOH al 30% in peso.
Esercizio 2
Calcoliamo il numero di moli dei reagenti:
32.0g/mol 95.21
g 30 n
2
2
2
MgCl
MgCl
MgCl PM
g
Pesi atomici P.A. Pesi molecolari
Na 22.99 g/mol
O 16 g/mol
H 1.01 g/mol
Mg 24.31 g/mol
Cl 35.45 g/mol
NaOH 40 g/mol
MgCl2 95.21 g/mol
Mg(OH)2 58.33 g/mol
NaCl 58.44 g/mol
Moli iniziali 0.375 0.32 - -
375.0g/mol 40
g 15 nNaOH
NaOH
NaOH
PM
g
Dei 50 grammi di soluzione acquosa di NaOH solo il 30% è costituito da NaOH,
Ossia 0.3x50=15 g
2 NaOH (l) +MgCl2 Mg(OH)2 + 2NaCl
Per far reagire completamente 0.375 moli di NaOH quanto MgCl2mi occorrerebbe?
19.0n2
1 n NaOHMgCl2
Ho a disposizione più MgCl2 di quello
necessario a far reagire tutto l’NaOH:
MgCl2 reagente in eccesso
NaOH reagente limitante
Devo quindi utilizzare le moli del reagente limitante per calcolare
la quantità massima di prodotti che posso ottenere
Per ogni mole di NaOH ottengo 0.5 moli di Mg(OH)2 e 1 mole di NaCl quindi
Moli reagite 0.375 0.19
Moli finali - (0.32- 0.19) 0.19 0.375
=0.13
grammi finali - (0.13*95.21) (0.19*58.33) (0.375*58.44)
=12.38 = 11. 17 =21.92
2 NaOH (l) +MgCl2 Mg(OH)2 + 2NaCl
Moli iniziali 0.375 0.32 - -