Chimica generale ed inorganica

Dott. Mario ChiesaDipartimento di Chimica I.F.M.

Tel.: 011-670-7745; Fax: 011-6707855e-mail: m.chiesa@unito.it

Materiale didatticoI testi base consigliati per il corso sono:

Michelin Lausarot P., Vaglio G.A. Fondamenti di stechiometria (Piccin) Giannoccaro P., Doronzo S. Elementi di stechiometria (EdiSES)Nobile C.F., Mastrorilli P. Esercizi di chimica (Ed. Ambrosiana)

Competenze minime alla fine del corso

Concetto di mole, peso molecolare, molaritàEquilibri chimici e processi di ossidoriduzione, Calcoli stechiometrici. Verifica sperimentale delle proprietà degli equilibri chimici in fase omogenea ed eterogenea. Conoscenza della reattività dei principali elementi della tavola periodica

Avvertenza

Le immagini seguenti sono proiettate durante le lezioni. Esse sono tratte dai seguenti testi:

Whitten et al. CHIMICA GENERALE Ed. Piccin

Kotz, Treichel, Weaver Chimica III Ed. Edises

Brown, Lemay Fondamenti di Chimica Ed. Edises

Oxtoby Chimica moderna, III Ed. Edises

24 ore di Esercitazioni di stechiometria in Aula

Argomento 1. Mole, formule minime e molecolari, % in peso, bilanciamento di reazioni non redox, reagente limitante, resa di reazione

Argomento 2. Bilanciamento reazioni redox

Argomento 3. Leggi dei gas

Argomento 4. Concentrazione e composizione delle soluzioni

Argomento 5. Equilibri in fase gassosa – Kc e Kp

Argomento 6. Equilibri in soluzione: equilibri acido/base, idrolisi e tamponi, Equilibri di solubilità

Argomento 7. Elettrochimica

Stechiometria: studia i rapporti quantitativi in

sostanze chimiche e reazioni chimiche.

UNITA’ DI MISURA SI

Massa (Kg) Lunghezza (m)

Temperatura (K)

Quantità Unità Simbolo

Lunghezza

Massa

Temperatura

Quantità di sostanza

metro m

Kilogrammo kg

Kelvin K

mole mol

Matraccio Cilindro

graduatoPipetta Buretta

1 dm3 = 1 l

1 cm3 = 1 ml

UNITA’ DI MISURA DERIVATE

VOLUME

1 m3 = 1000 lUnità SI

Densità.

3m

kg

3 31 1 1000

g g kg

cm ml m= =

1 0.001g g

l ml=

Unità SI

Quanto sono importanti le unità di misura?

L’11 dicembre 1988 la NASA lanciò in orbita il satellite Mars Climate Orbiter con l’intento di monitorare il clima di Marte. Costo dell’operazione 125 x 106 dollari. Il satellite si avvicinò a Marte più del previsto e esplose. La ragione del disastro fu scoperta essere la mancata conversione tra unità inglesi (pound) e il sistema metrico decimale.

Calcolare la densità

La densità di una sostanza è calcolata dividendo la massa per il volume.

Esempio. Una ragazza riceve in regalo dal suo fidanzato un anello di platino. L’anello sembra leggero rispetto alla sua dimensione e la ragazza decide di misurarne la densità. Per fare questo pesa l’anello e scopre che la sua massa è pari a 3.15 g. Per misurare il volume dell’anello lo immerge in un recipiente contenente un volume noto di acqua. L’aumento di volume corrisponde al volume di acqua “spostato” dall’anello ed è uguale al volume dell’anello stesso. In questo modo trova che l’anello “sposta” un volume di acqua pari a 0.233 cm3. L’anello è di platino (d (Pt) = 21.4 g/cm3)?

V

m

volume

massad ==

Dati: m = 3.15 g V = 0.233 cm3

Trovare: Densità in g/ cm3

Strategia: applicare l’equazione che definisce la densità :

Soluzione: 33

/5.13233.0

15.3cmg

cm

gd ==

La densità è troppo bassa perché l’anello possa essere di Platino.

Precisione e accuratezzaOgni misura comporta una stima!

Precisione: quanto le singole misure sono in accordo tra loro

Accuratezza: quanto la misura è prossima al valore corretto

Le cifre significative indicano la precisione di una misura

Affidabilità di una misura e cifre significative

Le misure scientifiche sono riportate in modo che ciascuna cifra è certa eccetto l’ultima che è stimata

5.213

certestimata

Il numero di cifre riportate in una misura dipende dalla sensibilità dello strumento usato per fare la misura (ovvero dall’accuratezza della misura) e dev’essere preservato nel corso dei calcoli che coinvolgono quella misura. Questo è fatto attraverso la definizione delle cifre significative

Cifre significative

Il numero di cifre con cui viene espresso il risultato della misura di una grandezza fisica è detto numero di cifre significative e deve corrispondere all’accuratezza con cui è stata eseguita la misura.

Regole per determinare il numero di cifre significative

Tutte le cifre diverse da zero sono significative

Gli zero tra due cifre sono significativi

Gli zero che seguono la virgola sono significativi

Gli zero che precedono il numero non sono significativi

28.03 0.0540

4087.0301

0.0032 0.0006

45.000 3.5600

Non significative

Calcoli con cifre significative

Il risultato di un calcolo deve riflettere l’accuratezza con cui sono state eseguite le misure. Non si può guadagnare o perdere in accuratezza durante un’operazione matematica.

1. Nelle moltiplicazioni e divisioni il risultato avrà lo stesso numero di cifre significative del fattore con il minor numero di cifre significative

2. Nelle addizioni e sottrazioni il risultato avrà lo stesso numero di decimali della quantità con il minor numero di cifre decimali

3. Gli arrotondamenti al corretto numero di cifre significative sono fatti arrotondando per difetto se l’ultima cifra è ≤ 4 e per eccesso se è ≥ 5

4. Per evitare errori di arrotondamento in calcoli che coinvolgono più operazioni, si arrotonda solo il risultato finale.

1.052 × 12.054 × 0.53 = 6.7208 = 6.7

2.0035 ÷ 3.20 = 0.626094 = 0.626(4 cfr.) (5 cfr.) (2 cfr.) (2 cfr.)

(5 cfr.) (3 cfr.) (3 cfr.)

2.345 +0.07 +2.9975

5.4125 = 5.41

5.37 → 5.45.34 → 5.35.35 → 5.4

5.349 → 5.3

6.78 × 5.903 × (5.489-5.01)

= 6.78 × 5.903 × 0.479 = 19.1707

= 19(Cifra significativa determinata dalla differenza)

Massa (Kg) Carica © Massa (u) Carica (e)

PROTONE 1.67262 10-27 1.60218 10-19 1.00728 + 1

NEUTRONE 1.67493 10-27 0 1.00866 0

ELETTRONE 9.10939 10-31 -1.60218 10-19 0.00055 - 1

1u è un dodicesimo della massa del carbonio 12

1u = 1.6605 10-27 Kg

La Scala Atomica.

La MASSA ATOMICA (o peso atomico) di un elemento si esprime in unità di massa atomica (u)

1 u = 1.6605 10-27 Kg

La massa atomica tabulata è la media pesata delle masse dei vari isotopi (pesata sulla ABBONDANZA NATURALE)

HH 1H = 99.985% 2H (D) = 0.015% 1.007825 u 2.04102 u

massa di HH = 0.99985 x 1.007825 + 0.00015 x 2.014102 u = 1.00797 u

Le masse degli atomi conosciuti vanno da circa 1 u (H) a 250 u.

Per convenzione, l’unità di massa atomica 1u è pari a 1/12 della massa atomica di 12C cioè dell’isotopo carbonio con A=12.

MASSA ATOMICA E SUA UNITA’ DI MISURA.

Quantità di sostanza

Stessa massa diversa quantità di sostanza

Diversa massa stessa quantità di sostanza

2 molecole di ozono (O3)

3 molecole di ossigeno (O2)

La Mole

Unità SI per la quantità di sostanza

1 mole = 6.022 × 1023 entità chimiche1 mole = massa atomica (molecolare)

Numero di particelle

Massa della sostanza

Numero di Avogadro

Massamolecolare

Mole

Calcolare il numero di atomi di rame contenuti in 2.45 mol di Cu.

Dato: 2.45 mol

Trovare: numero di atomi di Cu

Strategia: convertire da numero di moli a numero di atomi usando come fattore di conversione il numero di Avogadro.

Mol Cu atomi Cu

Cu mol

Cu atomi

1

10022.6 23×

Soluzione: risolvere il problema seguendo il piano concettuale. Arrotondare al corretto numero di cifre significative

23246.022 10

2.45 mol Cu 1.48 10 1 mol Cu

atomi Cuatomi Cu

×× = ×

Controllo: verificare che l’unità di misura in cui è espresso il risultato sia corretta. Poiché gli atomi sono piccoli ha senso che la risposta sia un numero molto grande!

Convertire tra numero di moli e numero di atomi

Calcolare il numero di moli di carbonio contenute in 0.0265 g di grafite.

Dato: 0.0265 g

Trovare: numero di moli di C

g C mol C

C g 0111.12

C mol 1

C mol1021.2C g 011.12

C mol 1 C g .02650 3−×=×

Controllo: verificare che l’unità di misura in cui è espresso il risultato sia corretta. Poiché la massa di C è molto minore della massa molare di C ha senso che la risposta sia un numero molto minore di 1 mol!

Strategia: convertire da massa a numero di moli usando come fattore di conversione la massa molare di un elemento.

Soluzione:

Convertire tra massa e numero di moli

Calcolare il numero di atomi di Cu contenuti in una moneta di Cu con massa 3.10 g

Convertire tra massa e numero di atomi

Dato: 3.10 g

Trovare: numero di atomi di Cu

g Cu mol Cu

Cu g 55.63

Cu mol 1

CuatomiCuatomi

1094.2Cu mol 1

10022.6

C g 3.556

Cu mol 1Cu g .103 22

23

×=×××

Controllo: il risultato è minore di 6.022 x 1023 (1 mole) ed è consistente con la massa di Cu data, che è minore della massa molare del rame.

Strategia: convertire da massa a numero di moli usando come fattore di conversione la massa molare di un elemento.

Soluzione:

atomi Cu

Cu mol

Cu atomi

1

10022.6 23×

Una pastiglia di Aspirina contiene 325 mg di acido acetilsalicilico (C9H8O4). A quante molecole corrispondono?

Convertire tra massa e numero di molecole

Dato: 325 mg C9H8O4

Trovare: numero di molecole

mg C9H8O4

489

489

OHC g 80.151

OHC mol 1

48921

489

48923

489

4893

489 OHC molecole1009.1OHC mol 1

OHC molecole10022.6

OHC g 80.151

OHC mol 1

mg 1

g10 OHC mg 253 ×=××××

−

Controllo: il risultato è minore di 6.022 x 1023 (1 mole) ed è consistente con la massa di C9H8O4 data, che è minore della massa molare dell’ acido acetilsalicilico.

Strategia: convertire da massa a numero di moli usando come fattore di conversione la massa molare di un elemento.

Soluzione:

489

48923

OHC mol 1

OHC olecole10022.6 m×

g C9H8O4 molecole C9H8O4mol C9H8O4

mg 1

g01 -3

g/mol 15.180)00.16(4)008.1(8)011.12(9OHC molare Massa 489 =×+×+×=

Una sfera di Al contiene 8.55 × 1022 atomi di alluminio. Calcolare il raggio della sfera espresso in cm, sapendo che la densità dell’alluminio è 2.70 g/cm3

Il concetto di mole

Dato: 8.55 × 1022 atomi Al; d = 2.70 g/cm3

Trovare: raggio della sfera

AtomiAl

mol Al

Al mol 1

Al g 98.26

33

2322 cm 4187.1

Al g .702

cm 1

Al mol 1

Al g 98.26

Al atomi10022.6

Al mol 1Al atomi1055.8 =××

×××

Controllo: unità di misura corrette (cm) ordine di grandezza ragionevole

Strategia: il cuore del problema è la densità che collega massa e volume. La massa dev’essere trovata usando il numero di atomi.

• Convertire il numero di atomi in numero di moli (numero di Avogadro)

• Convertire le moli in massa usando la massa molare di Al

• Convertire la massa in volume usando la densità

• Ottenere il raggio attraverso la formula che fornisce il volume di una sfera

Soluzione:

Al atomi10022.6

Al mol 123×

g Al V (cm3) r

Al g .702

cm 1 33

3

4rV π=

3 3

4rV π= cm 697.0

4

)cm 4187.1(3

4

33

3

3 ===ππ

Vr

Calcolare la percentuale in massa di Cl nel Freon-112 (C2Cl4F2)

Composizione percentuale: un modo per definire quanto di un dato elemento è contenuto in un certo composto

Dato: C2Cl4F2

Trovare: % Cl in massa

Controllo: unità di misura corrette (% adimensionale). Ordine di grandezza ragionevole a) compreso tra 0 e 100 b) Cl è l’atomo più pesante e ci sono 4 Cl.

Strategia: la formula molecolare dice che ci sono 4 moli di Cl per ciascuna mole di C2Cl4F2. Si calcola la massa percentuale di Cl a partire dalla formula chimica della sostanza

Soluzione:

100FClC molare massa

Cl molare massa4Cl Massa %

242

××

100composto di mole 1 massa

composto di mole 1in X di massaX elemento Massa % ×=

molg

molg 8.141)45.35(4Cl molare massa4 =×=×

molg

molg

molg

molg 8.203)00.19(2)45.35(4)011.12(2FClC molare massa 242 =++=

%58.691008.203

8.141100

FClC molare massa

Cl molare massa4Cl Massa %

242

=×=××

molg

molg

La U.S. Food and Drug Administration raccomanda di consumare non più di 2.4 g di sodio al giorno. Quale massa di sale (NaCl) si può consumare rimanendo entro questo limite? %Na in NaCl è 39%.

Dato: 2.4 g NaTrovare: g NaCl

g Na g NaCl

Na g 93

NaCl g 100

NaCl g 2.6Na g 93

NaCl g 100 Na g .42 =×

Controllo: unità di misura corrette. Il valore è ragionevole poiché è maggiore della quantità di Na che è solo un costituente di NaCl.

Strategia:convertire tra massa di un elemento e massa di un composto usando il % di massa come fattore di conversione.

Soluzione:

Composizione percentuale

Ottenere la formula empirica di una sostanza a partire da dati sperimentali

Un composto contenente azoto e ossigeno è decomposto in laboratorio e genera 24.5 g di

azoto e 70.0 g di ossigeno. Calcolare la formula empirica della sostanza

Dato: 24.5 g N, 70.0 g OTrovare: formula empirica del composto

2. Scrivere la pseudoformula usando il numero di moli trovate al punto 1

3. Dividere questi numeri per il più piccolo.

4. Se il valore ottenuto non è intero moltiplicarlo per il minimo fattore che consenta di ottenere un valore intero (es. 0.20 × 5; 0.25 × 4; 0.33 × 3; 0.40 × 5; etc...

4.381.75ON

2.5NOON1.754.38

1.751.75 =

5222.521 ONON =××

1. Convertire ciascuna massa nel corrispondente numero di moli usando la massa molare appropriata O mol 38.4

O g 16.00

O mol 1O g 0.07

N mol 75.1N g 14.01

N mol 1N g 5.24

=×

=×

formula molecolare = formula empirica × n (n=1,2,3…)

Ottenere la formula molecolare di una sostanza a partire dalla formula empirica

minima formula della molare massa

composto del molare massa=n

Un composto ha formula empirica C2H3O e massa molare

86.09 g/mol. Trovare la formula molecolare della sostanza

1. Calcolare la massa molare della formula empirica

2. Dividere la massa molare per la massa della formula empirica e trovare n

3. Moltiplicare la formula empirica per n

molg

molg

molg

molg 04.43 00.16) 008.13() 01.122( =+×+×

243.04

86.09

molg

molg

==n

26432 OHC2OHC =×

Ottenere la formula empirica di una sostanza a partire da dati sperimentali

Un’analisi di laboratorio ha determinato la seguente composizione percentuale di un composto: C 60.00%; H 4.48%; O 35.52%. Determinare la formula empirica della sostanza

Dato: In 100 g di campione 60.00 g C, 4.48 g H, 35.52 g OTrovare: formula empirica del composto

1. Convertire ciascuna massa nel corrispondente numero di moli usando la massa molare appropriata

2. Scrivere la pseudoformula usando il numero di moli trovate al punto 1

3. Dividere questi numeri per il più piccolo.

2.2204.444.996 OHC

4. Se il valore ottenuto non è intero moltiplicarlo per il minimo fattore che consenta di ottenere un valore intero (es. 0.20 × 5; 0.25 × 4; 0.33 × 3; 0.40 × 5; etc...

4894142425.2 OHCOHC =×××

122.25 OHCOHC2.2202.220

220.244.4

2.2204.996 =

H mol 44.4H g 1.008

H mol 1H g .484

O mol 220.2O g 16.00

O mol 1O g 5.523

C mol 996.4C g 12.01

C mol 1C g 0.006

=×

=×

=×

Reazioni Chimiche

L’equazione chimica bilanciata permette di prevedere le quantità di sostanza che reagiscono e che si formano in un dato processo.

In una reazione chimica la massa dev’essere conservata. La somma della masse dei prodotti è uguale alla somma della masse dei reagenti.

Ottenere la formula empirica di una sostanza a partire da dati sperimentali: analisi per combustione

Il composto ignoto è bruciato in ossigeno

L’ H2O e la CO2 prodotte vengono isolate e pesate

Tutto il carbonio contenuto nel campione è convertito in CO2 e tutto l’idrogeno in H2O. CO2 e H2O sono pesate e la relazione molare tra atomi di C e molecole di CO2 (1:1) e tra atomi di H e molecole di H2O (1:2) sono usate per ottenere la quantità di H e C nel campione. Altre sostanze (N, Cl, O..) sono ottenute per differenza tra la massa del campione e la somma delle masse di H e C.

Altre sostanze

Ottenere la formula empirica di una sostanza a partire da dati sperimentali: analisi per combustione

In seguito a combustione un composto contenete solo carbonio e idrogeno produce 1.83 g di CO2 e 0.901 g di H2O. Trovare la formula empirica del composto.

Dato: 1.83 g CO2, 4.48 g 0.901 g di H2OTrovare: formula empirica del composto

1. Convertire le masse di CO2 e H2O nel corrispondente numero di moli usando la massa molare appropriata

3. Scrivere la pseudoformula usando il numero di moli trovate al punto 2

2. Convertire le moli di CO2 e H2O nel corrispondente numero di moli di H e C

4. Dividere questi numeri per il più piccolo.

5. Se il valore ottenuto non è intero moltiplicarlo per il minimo fattore che consenta di ottenere un valore intero

OH mol 0500.0OH g 18.02

OH mol 1OH g .9010

CO mol 0416.0CO g 44.01

CO mol 1CO g .831

22

22

22

22

=×

=×

H mol 100.0OH mol 1

H mol 2OH mol 0500.0

C mol 0416.0CO mol 1

C mol 1CO mol 0416.0

22

22

=×

=×

0.1000.0416HC

2.41HCHC0416.0100.0

0.04160.0416 =

12552.451 HCHC =××

2.002 g di un composto organico bruciano totalmente in presenza di

un eccesso di ossigeno producendo 2.96 g di CO2 e 0.824 g di H2O.

Determinare la formula minima del composto. Dato: 2.002 g composto X → 2.96 g CO2 + 0.824 g H2O

Trovare: formula minima del composto X

Strategia: ricavare i rapporti molari tra gli elementi dati convertendo i g di CO2 e H2O in moli di CO2 e H2O e poi di C e H. Per differenza dalla massa iniziale ricavare la massa di O e le corrispondenti moli.

Massa H2O moli H2O moli H Massa H

Massa CO2 moli CO2

Moli O

Massa C

Massa X-(massa C + massa H) = massa O

Moli C

Soluzione

C molCO mol 0673.044

g 96.22

molg

== C g 808.012.0111C mol 0673.0 molg =×

OH mol 0458.018

g .82402

molg

= H mol 0915.0OH mol

H mol2OH mol 0458.0

22 =× H g 0923.0

mol

g00797.1 mol 0915.0 =×

O 1.101gg )0923.0808.0(g 002.2 =+− O mol 0689.0

molg

15.9994

1.101g =

331mol 0673.0

mol 0673.0 :C =×= 06.3302.1

mol 0673.0

mol 0689.0 :O =×= 08.4336.1

mol 0673.0

mol 0915.0 :O =×=

343 OHC

analisi per combustione

Un campione di 5.832 g di un idrossido di formula X(OH)2 viene

decomposto termicamente subendo una perdita in peso pari a

1.8017 g. Dopo aver scritto la reazione di decomposizione

determinare di che idrossido si tratta. Dato: 5.832 g X(OH)2. 1.8017 g massa persa per decomposizione termica.

Trovare: Reazione di decomposizione e formula dell’idrossido di partenza.

Strategia: scrivere la reazione considerando che la decomposizione termica di un idrossido comporta l’eliminazione di H2O. Convertire da grammi di H2O a moli di H2O usando la massa molecolare. Calcolare la massa molecolare del composto considerando che il rapporto molare è 1:1

X(OH)2→ XO + H2O

Massa H2O Moli H2O

moli H2O = moli X(OH)2

Soluzione

2 2

1.80170.1000 mol H 0 mol X(OH)

18.0153 gmol

g = = 5.8320.1000 mol

[ (15.9994 1.00797) 2] gmol

g

x=

+ + ×

x = 24.30 g/mol [Mg(OH)2]

Controllo: il risultato è espresso nelle corrette unità di misura ed identifica un idrossido ben noto

analisi per combustione

Calcolare la quantità di Pb3O4 necessaria per reagire con 4.8329 g di HCl secondo la reazione:

Pb3O4 HCl PbCl2 Cl2 H2O+ ++8 3 4

HCl mol 13255.0 6.4613

g .83294

molg

=

4343 OPb mol0165687.0

HCl mol 8

OPb mol 1HCl mol 13255.0 =×

OPb g 395.115977.685OPb mol 0165687.0 4343 =×mol

g

Stechiometria di reazioni chimiche

Il reagente limitante

C + O2 CO2

Se uno dei due reagenti è in difetto rispetto al rapporto molare indicato dall’equazione stechiometrica questo è detto reagente limitante e determina la quantità di prodotto che si forma.

+

Il reagente limitante

1 Telaio + 2 Ruote 1 Bicicletta

Le ruote (anche se in numero maggiore dei telai) costituiscono il “reagente” limitante

Reagente limitante

Determinare la massa di NH3 che si può formare quando 84.06 g di N2

reagiscono con 22.18 g di H2 secondo l’equazione: N2 + 3H2 → 2 NH3

Reagente limitante

84.06 g di N2

22.18 g di H2

Conversione in moli Moli di NH3

6.00 mol NH3

Co

nversio

ne

in g

ramm

i

N2 è il reag

ente lim

itante

Quantità di idrogeno non reagito

11.00 mol iniziali – 9.00 mol consumate = ________________ 2 mol residue

Massa tot prima della reazione

Massa tot dopo la reazione

Determinare il reagente limitante se 150 g di NaClO, 187.15 g di Cr(OH)3 e 208.30 g di NaOH reagiscono secondo l’equazione:

Cr(OH)3 NaClO NaCl Na2CrO4 H2O+ +++ NaOH

NaClO mol 015.2 4.442177

g 501

molg

=

NaOH mol 6867.2NaClO mol 3

NaOH mol 4NaClO mol .0152 )

Cr(OH) mol 3433.1NaClO mol 3

Cr(OH) mol 2NaClO mol .0152 3

3

=×

=×

b

a)

2 3 4 3 2 5

3mol

gCr(OH) mol 81667.1

03.018111

g 87.151 = NaOH mol 2078.5

9.997143

g 08.52

molg

=

Per far reagire tutto NaClO occorrono:

Per far reagire tutto Cr(OH)3 occorrono:

NaOH mol 633.3Cr(OH) mol 2

NaOH mol 4Cr(OH) mol .81671 )

NaClO mol 725.2Cr(OH) mol 2

NaClO mol 3Cr(OH) mol .81671

33

33

=×

=×

b

a)REAGENTE LIMITANTE

Reagente limitante

Resa delle reazioni chimiche

La resa teorica di una reazione è la resa calcolata assumendo che il decorso della reazione sia completo. La resa sperimentale (effettiva) è sempre minore (al massimo uguale) di quella teorica

Resa sperimentale < Resa teorica

Impurezze

Perdite meccaniche

Reazioni collaterali

Reazioni reversibili

Il termine resa percentuale è utilizzato per indicare la quantità di prodotto desiderato ottenuto da una specifica reazione.

Resa percentuale = Resa effettiva

Resa teorica× 100

Resa di reazione

Un campione costituito da 15.6 g di C6H6 è mescolato con un eccesso di HNO3. Sono isolati 18 g di C6H5NO2. Quale è la resa percentuale di questa reazione?:

Dato: 15.6 g C6H6 (reagente), 18 g C6H5NO2 (prodotto).

Trovare: Resa percentuale della reazione.

Strategia: 1) Scrivere e bilanciare la reazione 2) Calcolare la resa teorica utilizzando le moli 3) calcolare la resa.

C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O

6 66 6 6 6

6 6

1 mol C H 15.6 g C H 0.1997mol C H

78.1 g C H× =

6 5 26 6 6 5 2

6 6

1 mol C H NO 0.1997mol C H 0.1997mol C H NO

1 mol C H× =

6 5 26 5 2 6 5 2

6 5 2

123.1 g C H NO 0.1997mol C H NO 24.6 g C H NO

1 mol C H NO× =

resa effettiva 18 g R esa percentuale = 100 100 73.2%

resa teorica 24.6 g× = × =

Moli di C6H6

Rapporto molare C6H6/C6H5NO2 = 1/1

Resa teorica

12.0 g di P sono fatti reagire con 35.00 g di Cl2. In seguito alla reazione si ottengono 42.40 g di PCl3. Calcolare la resa della reazione.

Resa di reazione

P(s) + Cl2 (g) → PCl3 (l)

Resa di reazione

12.0 g di P sono fatti reagire con 35.00 g di Cl2. In seguito alla reazione si ottengono 42.40 g di PCl3. Calcolare la resa della reazione.

Dato: 12.0 g P (reagente 1), 35.00 g Cl2 (reagente 2), 42.40 g PCl3 (prodotto).

Trovare: Resa percentuale della reazione.

Strategia: 1) Scrivere e bilanciare la reazione 2) Calcolare le moli corrispondenti alle masse e identificare il reagente limitante. 3)Calcolare la resa teorica 4) calcolare la resa effettiva.

2P(s) + 3Cl2(g) 2PCl3(l)

1 mol P 12.0 g P 0.3875mol P

30.97 g P× =

2 22

2

3 mol Cl 70.90 g Cl 0.3875mol P 41.2 g Cl

2 mol P 1 mol Cl× × =

3 322 3

2 2 3

2 mol PCl 137.32 g PCl1 mol Cl 35.00 g Cl 45.2 g PCl

70.90 g Cl 3 mol Cl 1 mol PCl× × × =

resa effettiva 42.4 g R esa percentuale = 100 100 94.8%

resa teorica 45.2 g× = × =

Per far reagire tutto il P occorrono:

Poiché abbiamo a disposizione 35.00 g di Cl2 questo è il reagente limitante. Il calcolo della resa teorica va basato su Cl2

Resa teorica