Corsi di laurea in TECNICHE ERBORISTICHE e AGRARIA … · •R. Chang –Fondamenti di Chimica...
82
Corsi di laurea in TECNICHE ERBORISTICHE e AGRARIA Esame di CHIMICA GENERALE ed INORGANICA Proff . Simona Concilio, Pio Iannelli Stefano Piotto, Lucia Sessa
Transcript of Corsi di laurea in TECNICHE ERBORISTICHE e AGRARIA … · •R. Chang –Fondamenti di Chimica...
Corsi di laurea in TECNICHE ERBORISTICHE e
AGRARIA
Esame di CHIMICA GENERALE ed INORGANICA
Proff. Simona Concilio, Pio Iannelli
Stefano Piotto, Lucia Sessa
Lezione Introduttiva
1. Presentazione del Corso. Finalità didattiche ed organizzazione
2. Materia e sostanza
3. Atomo e particelle atomiche: elettrone, protone e neutrone
4. Numero atomico ed isotopi
5. Formule chimiche
Informazioni sul corso
Testi consigliati•Kotz - CHIMICA, Edises
•K. W. Whitten - Chimica Generale, Piccin
•R. Chang – Fondamenti di Chimica Generale, McGraw-Hill
•B. Laird – Chimica Generale, McGraw-Hill
•Bertini, Mani - Stechiometria, Casa Editrice Ambrosiana.
Dove trovare il materiale
http://www.softmining.it/chimicagenerale/
Come si svolge l’esameSessioni, appelli, prenotazioni
• Come [email protected]
Ricevimento: venerdì 9:00 – 11:00
Dipartimento di Ing. Industriale (DIIn)
Edificio E (blu), piano 2, stanza 65
L’esame
Come fare bene nel corso e
nell’esame di Chimica Generale
• Una regola semplice per molti corsi universitari dice che devi aspettarti 2-3 ore di studio per ogni ora spesa in classe. Questo corso non fa eccezione. Sviluppare più di una conoscenza superficiale in chimica richiede impegno e l’impegno richiede tempo.
Studia dal testo
• Non è possibile discutere tutto ciò che è necessario sapere durante le lezioni ed è qui che il testo è importante. Buona norma è sfogliare il capitolo del libro prima della lezione per familiarizzare con il vocabolario chimico e le idee generali. Anche leggere con attenzione il sommario del capitolo è una buona idea. Esercitati con alcuni dei test alla fine di ogni sezione e di ogni capitolo per verificare la tua comprensione.
Riguarda i tuoi appunti entro 24 ore dalla lezione
• Prendere buoni appunti è molto più facile se hai seguito il consiglio di leggere velocemente il capitolo prima. Avrai un’idea più chiara di cosa è importante e cosa no, e non perderai tempo a scrivere ogni parola venga pronunciata in aula. Ricorda che se anche se hai scritto degli appunti che hanno senso per te oggi, potrebbe non essere più così tra 3 settimane.
Esercitati su vecchi problemi ed esami
per prepararti all’esame. Attenzione, non fare gli esercizi con le soluzioni aperte accanto a te – è troppo facile controllare la risposta e dire “certo, è ragionevole” e pensare di aver capito. Questo è vero raramente se non hai fatto un discreto sforzo per risolvere il problema prima da solo. Stai anche attento a non cadere nella falsa sicurezza dopo aver svolto il medesimo esercizio più volte; la prova scritta non è una semplice sostituzione dei valori dei precedenti esercizi e devi sforzarti di capire qual è la logica dietro ad ogni esercizio.
Crea un gruppo di studio fuori dalla classe
• Confronta i tuoi appunti, lavora insieme ad altri studenti su problemi ed esercizi e discuti le cose che trovi poco chiare. Sii esigente con te e con i tuoi colleghi ed esigi spiegazioni logiche ed espresse in un italiano corretto. Essere rapidi o poco accurati può facilmente mascherare lacune nel programma. Scoprirai di non essere l’unico ad essere confuso e discutere aiuterà tutti. Il copiare le risposte degli altri senza avere realmente capito può sembrare comodo, ma ricorda che la verità verrà fuori all’esame…
• Se ti senti perso, cerca aiuto il più presto possibile. Sfrutta le lezioni di esercizi, il tutoraggio, le ore di ricevimento. Non tutti arrivano al corso con lo stesso bagaglio ed alcuni possono aver bisogno di una maggiore guida.
• La parte più difficile di questo corso per molti studenti è imparare come affrontare un problema. Non ci sono formule magiche per questo, ma esercitarsi, discutere con gli altri e ancora esercitarsi miglioreranno le tue capacità
Modalità di esame
• Le sessioni d’esame sono quelle di: • Giugno-Luglio• Settembre• Gennaio-Febbraio
• Durante i corsi semestrali non è possibile fissare date d’esame.
• Le prove scritte si conservano solamente all’interno di una sessione. Nella sessione successiva occorre sostenere nuovamente l’esame scritto.
Appelli e prenotazioni
• Le prime date degli esami che trovate su internet si riferiscono alle prove SCRITTE.
• E’ NECESSARIA VIA INTERNET la prenotazioneper le prove scritte.
• La data delle prove orali sarà anche comunicata sul sito. Non è necessaria la prenotazione per l’esame orale, ma bisogna rispondere all’appello che si tiene all’inizio della seduta scelta.
• Se superano la prova scritta, i candidati potranno partecipare alla prova orale successiva
Risposte alle domande frequenti• Domanda : “Si può partecipare ad entrambe le sedute di una
sessione? per esempio le due prove di Febbraio?”
• Risposta : “Si”
• Domanda : “L’esame scritto si conserva?”
• Risposta : “L’esame scritto si conserva solo all’interno della sessione d’esame. Per esempio coloro che hanno superato il lo scritto di Giugno possono quindi sostenere la prova orale a giugno o a luglio”
• Domanda : “La prova scritta si conserva se l’orale non viene superato?”
• Risposta : “No. Se non si supera la prova orale, bisogna sostenere nuovamente la prova scritta.”
• Domanda : “Dopo aver fatto lo scritto a Giugno si può fare l’orale a Luglio?”
• Risposta : “Si, ma solo dopo aver risposto all’appello di Giugno.»
• Domanda : “Come faccio a prenotarmi per l’esame scritto?”
• Risposta : “Ci si deve prenotare esclusivamente via rete. Non sono disponibili altre prenotazioni.
• Domanda : “Quali documenti sono necessari per sostenere le prove di esame?”
• Risposta : “un documento valido per il riconoscimento (carta d’identità, patente)”
Help Teaching
• Sono previste 2 ore di tutorato settimanali, da svolgere in aula, con un tutor diverso dal docente.
• Le ore sono dedicate ad esercitazioni numeriche di stechiometria, di preparazione alla prova scritta d’esame.
• Lo studio della chimica è essenziale per interagire con sostanze, prodotti chimici commerciali, sostanze naturali;
• Comprendere le trasformazioni della materia che accadono ogni giorno sotto i nostri occhi:
Studio della MATERIA
Metodo Scientifico
Fenomeno
Ipotesi
esplicativaEsperimenti
Teoria
scientifica
Leggi e Teorie
Sapere Scientifico
Teorie e Leggi
Una teoria scientifica deve essere in grado
fornire una spiegazione dei fenomeni osservati
sulla base delle conoscenze già accettate ed
inoltre predire il risultato di futuri esperimenti.
Deve essere posta in forma matematica
TEORIA
Una teoria scientifica diventa una Legge se ne
viene confermata la validità negli anni attraverso
nuovi risultati sperimentaliLEGGE
Modelli e Approssimazioni
Approccio semplificato che permette di
descrivere e predire risultati sperimentali in
maniera non completamente rigorosa. Un
modello può anche non essere posto in forma
matematica (es.:il modello di Lewis per il
legame chimico, il modello del gas ideale).
MODELLO
Vengono applicate a teorie
rigorose per semplificare la
trattazione matematica (es.:
l’approssimazione adiabatica).
APPROSSIMAZIONI
Prefissi numerici standard
Kilo = 1.000 = mille = 103
Mega = 1.000.000 = un milione = 106
Giga = 1.000.000.000 = un miliardo = 109
Tera = 1.000.000.000.000 = mille miliardi = 1012
Peta = 1.000.000.000.000.000 = un milione di miliardi = 1015
Exa = 1.000.000.000.000.000.000 = un miliardo di miliardi = 1018
Zetta = 1.000.000.000.000.000.000.000 = 1021
Yotta = 1.000.000.000.000.000.000.000.000 = 1024
Milli = 1/1.000 = un millesimo = 10-3
Micro = 1/1.000.000 = un milionesimo = 10-6
Nano = 1/1.000.000.000 = un miliardesimo = 10-9
Pico = 1/1.000.000.000.000 = un millimiliardesimo = 10-12
Femto = 1/1.000.000.000.000.000 = 10-15
Atto = 1/1.000.000.000.000.000.000 = 10-18
Zepto = 1/1.000.000.000.000.000.000.000 = 10-21
Yocto = 1/1.000.000.000.000.000.000.000.000 = 10-24
Precisione nei calcoli
7.6 x 26.37 =
10.2
20
19.6
19.65
19.648
Gli stati della materia
I componenti della materia
Sostanze pure
Sono sistemi omogenei solidi, liquidi o
gassosi, aventi una composizione definita e
costante in qualunque modo essi siano
preparati. Le sostanze pure possono essere
elementari o composte.
Miscele
Sono gruppi di due o più sostanze mescolate
fisicamente, con rapporti di massa variabili
Possono essere separate nei loro componenti
mediante trasformazioni fisiche
Esempi di Miscele solide
Proprietà dell’acqua
0°C 100°C
Fisiche Chimiche
La concezione atomica della materia: le leggi di massa
1. Legge di conservazione della massa
2. Legge della composizione definita e
costante
3. Legge delle proporzioni multiple
Legge di conservazione della massa
“La massa totale delle sostanze rimane invariata
durante una reazione chimica”(Lavoisier, XVIII secolo)
Esempio: metabolismo del glucosio
180 g di glucosio 264 g di diossido di carbonio
+ +
192 g di ossigeno 108 g di acqua
372 g di reagenti 372 g di prodotti
In realtà, le variazioni di massa connesse alle reazioni chimiche ordinarie sono
così piccole da risultare inapprezzabili. Però, nelle reazioni nucleari le variazioni
di massa possono essere misurate facilmente.
Legge della composizione definita e costante
“Indipendentemente dalla sua fonte, un
particolare composto chimico è costituito dagli
stessi elementi negli stessi rapporti in massa”(J.-L. Proust, XVIII secolo)
Pertanto, nota la frazione in massa di un elemento in un
composto, è possibile calcolare la massa effettiva dell’elemento in
un qualsiasi campione di quel composto:
massa dell’elemento
nel campione=
massa del composto
nel campionex
frazione in massa
dell’elemento nel composto
30
Esempio: calcolo della massa di un elemento in un composto
Il carbonato di calcio (CaCO3) è un composto costituito da calcio,
carbonio e ossigeno.
L’analisi indica che 40.0 g di carbonato di calcio contengono 16.0 g di
calcio, 4.8 g di carbonio e 19.2 g di ossigeno.
Quanti g di calcio sono contenuti in un campione di 25 kg di carbonato
di calcio?
40 g CaCO3 : 16 g Ca = 25 kg CaCO3 : x kg Ca
da cui x = 10 kg
massa di
calcio
nel campione
=massa del
campione di
carbonato di calcio
xfrazione in massa
del calcio nel
composto
10 kg = 25 kg x 16g / 40g = 0.4
Legge delle proporzioni multiple
“Se due elementi A e B reagiscono per formare due composti, le differenti masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espresse come rapporto di numeri interi piccoli”(Dalton, XVIII secolo)
Esempio. Consideriamo due composti formati da carbonio e ossigeno, aventi le seguenti composizioni in massa:
Ossido I: 57.1% O e 42.9% C g di O / g di C = 57.1 / 42.9 = 1.33
Ossido II: 72.7% O e 27.3% C g di O / g di C = 72.7 / 27.3 = 2.66
2.66 g di O / g di C in ossido II 2
1.33 g di O / g di C in ossido I 1
La struttura dell’atomo
10-10 m
10-14 m
Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali
Carica Massa
Nome
(simbolo)
relativa assoluta
(C)
relativa
(uma)*
Assoluta
(g)Posizione
nell’atomo
Protone (p+) 1+ + 1.602 x 10-19 1.00727 1.67262 x 10-24 nucleo
Neutrone (n0) 0 0 1.00866 1.67493 x 10-24 nucleo
Elettrone (e-) 1- -1.602 x 10-19 0.00054858 9.10939 x 10-28 all’esterno del
nucleo
* l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a
1.660540 x 10-24 g.
Superficie di Cu (111). Ci sono due difetti sulla superficie, probabilmente atomi diversi.
Perché crediamo agli atomi?
Perché crediamo agli atomi?
48 atomi di Fe sono stati disposti a formare un recinto. Le onde nel centro rappresentano gli
elettroni di superficie che sono rimasti “confinati”.
Atomi di Cs e I su Cu
Atomi di Ni
Numero atomico, numero di massa e simbolo atomico
Il numero atomico (Z) di un elemento è uguale al numero
di protoni nel nucleo di ciascuno dei suoi atomi. Atomi con
lo stesso numero di protoni hanno proprietà identiche.
Il numero di massa (A) di un elemento è il numero totale
di protoni e di neutroni nel nucleo.
Numero di neutroni N = A - Z
XA
Z
Numero di massa
(numero di p+ +
numero di n0)
Numero atomico
(numero di p+)
Simbolo
dell’elemento
La Tavola Periodica
41
Gli elementi, per proprietà fisica e
comportamento chimico, si possono
suddividere in METALLI e NON METALLI.
Esistono alcuni elementi che, in
corrispondenza di un loro numero di
ossidazione, presentano caratteristiche
intermedie e sono detti ANFOTERI.
Isotopi e masse atomiche
➢ Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stessonumero atomico ma non lo stesso numero di massa.Si dicono isotopi di un elemento gli atomidell’elemento che hanno differenti numeri di neutronie quindi differenti numeri di massa.
➢ Poiché le proprietà chimiche sono determinateprincipalmente dal numero di elettroni, tutti gli isotopidi un elemento hanno un comportamento chimicoquasi identico.
➢ La massa atomica (o peso atomico) è la sommadelle masse di tutte le particelle che compongonol'atomo.
➢ L’unità di massa atomica (simbolo: uma) èdefinita pari a 1/12 della massa dell’atomodi carbonio 12. E’ chiamata anche Dalton(simbolo: Da).
➢ La massa atomica di un elemento vieneespressa come media delle masse deisuoi isotopi naturali ponderata secondo lerispettive abbondanze
La materia
Gli elementi possono essere costituiti da:
▪ Atomi isolati (gas nobili)
▪ Molecole discrete (H2, O2, P4, S8)
▪ Insieme di atomi legati fra loro da legami covalenti (Carbonio in
diamante e grafite)
▪ Insieme di atomi tenuti insieme da legame metallico (Na, Al, Fe)
Elementi (atomi tutti uguali fra loro)
Sostanze pure
Composti (atomi diversi in rapporti ben
Miscele definiti)
La formula di un elemento si indica con il simbolo dell’atomo
e (nel caso in cui l’elemento sia formato da molecole) da un
indice pari al numero di atomi legati
Alcune proprietà del sodio, del cloro e del cloruro di sodio
ProprietàSodio
(Na)
Cloro
(Cl)
Cloruro di
sodio (NaCl)
T di fusione (°C) 97.8 -101 801
T di ebollizione
(°C)
881.4 -34 1413
Colore argenteo giallo-verde incolore-
bianco
Densità (g/cm3) 0.97 0.0032 2.16
Comportamento
in acquareattivo poco
solubile
solubile
Sodio cloruro
Le formule chimiche
I composti possono essere costituiti da:
• Molecole discrete (CO2, CH4, H2O)
• Insieme di atomi diversi legati fra loro da legami covalenti (Silice SiO2)
• Insieme di ioni di carica opposta tenuti insieme da legame ionico (NaCl)
Solo per i composti costituiti da molecole discrete la formula
chimica indica sia il tipo che il numero di atomi che
costituiscono la molecola.
Per i composti costituiti da un insieme continuo di atomi la
formula è empirica, cioè indica solo il tipo di atomi e in quale
rapporto essi sono presenti.
Anche per le sostanze di tipo ionico la formula è empirica
Molecole discrete
Composti covalenti
Silice SiO2
Zolfo S6
Sodio cloruro
Tipi di formule chimiche
In una formula chimica, i simboli degli elementi e i
pedici numerici indicano la specie e il numero di
ciascun atomo presente nella più piccola unità di
sostanza.
1. La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di
ciascun elemento nel composto. Per esempio, il perossido di
idrogeno ha formula empirica HO poiché contiene 1 parte in
massa di H per ogni 16 parti in massa di O.
2. La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di
ciascun elemento in una molecola del composto. Per esempio,
il perossido di idrogeno ha formula molecolare H2O2.
3. La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami
tra di essi. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula di
struttura
H—O—O—H.
Peso atomico
Peso atomico: È il rapporto tra il peso dell’atomo
considerato e il peso di un atomo di riferimento al
quale si assegna un peso arbitrario
Peso di riferimento = 1/12 del peso dell’atomo di
carbonio con numero di massa 12 (12C)
Es. l’atomo di ossigeno 16O ha massa relativa pari a
15.999, cioè una massa pari a 15.999 volte quella di
1/12 di 12C, cioè = 15.999/12 di 12C
Unità di misura della massa atomica è il dalton (unità di massa atomica):
1 dalton (u.m.a.) = 1,66 x 10-24 g
Peso atomico e peso molecolare
Se si prende 1/12 di 12C come unità di misura, il peso atomico diventa uguale al suo peso atomico assoluto, espresso in tale unità di misura.
Peso molecolare:
Somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che costituiscono
la molecola
(solo per composti costituiti da molecole discrete)
La mole
La mole (simbolo: n; unità di misura: mol) è definita come laquantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi,molecole, ioni, …) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esattidi 12C.
Tale numero è conosciuto come numero di Avogadro (ocostante di Avogadro) ed è indicato con il simbolo NA.
La mole, a differenza della massa, tiene conto della struttura aparticelle della materia: una mole di una qualunque sostanzacontiene lo stesso numero di unità elementari, cosa che nonaccade per 1 kg di qualunque sostanza.
NA = 6.022 x 1023 mol-1
La mole
La mole
Massa molare (Peso molare)
La massa in grammi di una mole di qualunque sostanza è
espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico,
il peso molecolare o il peso formula.
La massa di una mole di 12C è 12 g per definizione. Dato che la
massa atomica media del carbonio è 12.011 volte 1/12 di
quella del nuclide 12C, anche la massa di 1 mole di carbonio
sarà 12.011 volte 1/12 della massa di una mole del nuclide 12C,
cioè 12.011 g
La IUPAC definisce massa molare (M) il rapporto fra massa e
quantità di sostanza.
m (g) M
n (mol)
Il peso molecolare è: PM = m (g)/n (mol)
Indicando con PM il peso molecolare di una sostanza
pura, il numero di moli n, contenuto in una massa m di
tale sostanza, è dato da:
n (moli) = m (g)
PM (g/mole)
La massa in grammi è: m (g) = PM(g/mol) x n (mol)
Il peso molecolare di una specie chimica è pari,
come valore numerico, alla somma dei pesi atomici
degli atomi che costituiscono la formula, e si
esprime in g/mole
Esempi:
1. Il peso atomico del germanio Ge è 72,59 dalton; 72,59 g di Ge corrispondono ad 1 mole di atomi di Ge e contengono 6,022x1023 atomi.
2. 1 mole di atomi di mercurio (Hg, P.A. = 200,61) corrisponde a: 1mole x 200,61g/mole = 200,61 g
3. 223,36 g di Fe (P.A. = 55,84) corrispondono a: 223,36(g)/55,84(g/mole) = 4 moli di Fe
4. 1kg di acqua (H2O, P.M.=18) corrisponde a:
1000 (g)/18,00(g/mole) = 55,5 moli
La mole
La mole è la quantità di sostanza che
contiene tante entità elementari, atomi o
molecole, quanti sono gli atomi presenti in
12 g di carbonio 12C, cioè 6.022 x 1023 mol-1
(numero di Avogadro)
Massa molare
La massa molare M di un composto
rappresenta la massa in grammi
di una mole.
Essa coincide numericamente con il
valore della massa molecolare (o
eventualmente con la massa
atomica) solo che la sua unità di
misura è g/mol.
Esempi
H2O. La sua massa molecolare è 18 uma. La
massa molare M dell'acqua sarà quindi 18
g/mol. Questo dato indica che una mole di
acqua ha una massa di 18 grammi.
Glucosio C6H12O6. La sua massa molecolare è
180 uma. La massa molare M del glucosio sarà
quindi 180 g/mol. Questo dato indica che una
mole di glucosio ha una massa di 180 grammi.
Il discorso non cambia se anziché delle molecole
vengono considerati degli atomi. Il sodio Na ha
una massa atomica di circa 23 uma. La sua
massa molare M sarà quindi 23 g/mol.
Calcolo delle moli
Conoscendo la massa in grammi m
di una sostanza è possibile
determinare il numero delle moli n
utilizzando la seguente formula:
n (moli) = m (g)
PM (g/mole)
n = numero moli (mol)
m = massa in grammi (g)
PM = massa molare (g/mol)
Reazioni chimiche
“Un’equazione chimica è un enunciato, in formule, che
esprime le identità e le quantità delle sostanze che
partecipano ad una trasformazione chimica o fisica.”
Affinché l’equazione rappresenti correttamente queste
quantità, deve essere bilanciata, ossia nei due membri
dell’equazione deve comparire lo stesso numero di atomi
di ciascuna specie.
reagenti prodotti
Bilanciamento di una reazione
Si uguaglia il numero di atomi di ciascuna specie inciascun membro dell’equazione utilizzando opportunicoefficienti stechiometrici (mediante bilanciamento pertentativi o bilanciamento analitico degli elementi).
Si parte dal composto più complesso (quello con ilmassimo numero di atomi o di differenti specie di atomi) esi arriva a quello meno complesso.
Esempio:
__ Mg + __ O2 __ MgO
__ Mg + __ O2 1 MgO
1 Mg + __ O2 1 MgO
1 Mg + 1/2 O2 1 MgO
2 Mg + O2 2 MgO
La scelta dei coefficienti è regolata da alcune convenzioni:
si preferiscono i coefficienti costituiti dai numeri interi più piccoli
il coefficiente 1 è implicito e viene normalmente omesso
L’equazione finale indica anche lo stato fisico di ciascuna sostanza o se essa sia disciolta in acqua.
I simboli usati per denotare questi stati sono:solido: (s)
liquido: (l)
gas: (g)
soluzione acquosa: (aq)
La reazione dell’esempio precedente si scrive:
2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
Riguardo al procedimento di bilanciamento, si
devono tener presenti i seguenti punti essenziali:
• un coefficiente opera su tutti gli atomi nella formula
che lo segue (es: 2 H2O = ci sono 4H e 2O)
• nel bilanciamento di un’equazione, le formule
chimiche non possono essere modificate (H2CO3 ≠
H2 + CO3)
• non si possono aggiungere altri reagenti o prodotti
• un’equazione bilanciata rimane tale anche
moltiplicando tutti i coefficienti stechiometrici per lo
stesso fattore
Bilanciamento analitico degli elementi
a C4H10 (l) + b O2 (g) c CO2 (g) + d H2O (g)
si bilancia C: 4 a = c
si bilancia H: 10 a = 2 d
si bilancia O: 2 b = 2 c + d
Ponendo a =1, si ricavano i valori degli altri coefficienti:
b = 13/2; c = 4; d = 5
a HNO3 (aq) + b H2S (g) c S (s) + d NO (g) + e H2O (l)
si bilancia H: a + 2 b = 2 e
si bilancia N: a = d
si bilancia O: 3 a = d + e
si bilancia S: b = c
Ponendo a =1, si ricavano i valori degli altri coefficienti:
b = 3/2; c = 3/2; d = 1; e = 2
Perché i coefficienti siano numeri interi, essi devono essere tutti moltiplicati per 2,
ottenendo:
2 HNO3 (aq) + 3 H2S (g) 3 S (s) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
Reazioni da bilanciare
SiO2 + C SiC + CO
Na + H2O H2 + NaOH
H2 + N2 NH3
Cr + HCl CrCl2 + H2
C8H18 + O2CO2 + H2O
HNO3 + CaCO3 CO2 + H2O + Ca(NO3)2
Un po’ di esercizi…
Percentuale in peso
K4Fe(CN)6
Composizione percentuale degli elementi
Quanti grammi di Fe sono presenti in 30g di composto puro
Mg2SiO4
Composizione percentuale degli elementi, di MgO e SiO2
Quanta silice è contenuta in 1kg di ortosilicato che contiene il 95%
di Mg2SiO4
Un po’ di esercizi…
Formula minima
Un composto ha dato all’analisi i seguenti risultati:
C 76.93%
H 5.12%
N 17.95%
Qual è la formula minima?
Formula molecolare
Purezza dei campioni
La formula molecolare di un composto è uguale o un
multiplo intero della formula minima (o empirica)
La percentuale di purezza indica la massa percentuale di
una specifica sostanza in un campione impuro.
Es. calcolare la massa di NaOH presente in 45.2g di
NaOH puro al 98.2%
Esercizio
Un composto organico, di peso molecolare
186.132, è costituito dal 38.71 % in peso
di carbonio, 4.87 % di idrogeno, 25.79 %
di ossigeno, 30.62% di fluoro. Si calcoli la
formula molecolare del composto.
(p.a. C = 12.01; p.a. H = 1.008 ;
p.a. F = 19.00; p.a. O =16.00).
Esercizio
1) Un composto organico, di peso molecolare
120.156, è costituito dal 39.98 % in peso
di carbonio, 10.07 % di idrogeno, 26.63 %
di ossigeno, 23.32 % di azoto. Si calcoli la
formula molecolare del composto.
(p.a. C = 12.01; p.a. H = 1.008 ;
p.a. N = 14.01; p.a. O =16.00).
Reagente in eccesso e in difetto
Il reagente in difetto (reagente limitante) è quello che in
una reazione quantitativa si consuma completamente.
1CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
16g 48g
Corrispondono a
1 mole 1.5 moli
Il rapporto tra le moli necessarie per una reazione completa deve essere
pari al rapporto stechiometrico (nell’esempio ½)
n (CH4) = 1 mole > 1 in questo caso il rapporto in
n (O2) 1.5 moli 2 moli è superiore al rapporto
stechiometrico CH4 è in
eccesso e l’ossigeno è
limitante
Il concetto di reagente limitante
+
=
4 uova 300 g farina
Esercizio
Bilanciare la seguente reazione chimica e
calcolare quanti grammi di CO2 si
ottengono facendo reagire 2.00 g di CH4
con 3.00 g di O2.
(p.a. C=12.01; p.a. O=16.00; p.a. H=1.008)
CH4 + O2 CO2 + H2O
Esercizio
Bilanciare la seguente reazione chimica (per
tentativi) e calcolare quanti grammi di CO2
si ottengono facendo reagire 4.00 g di O2
con 8.00 g di C6H12O6.
(p.a. C=12.01; p.a. O=16.00; p.a.
H=1.008)
O2 + C6H12O6 CO2 + H2O
Esercizio
Calcolare i grammi di MgBr2 che si ottengono quando si
mettono a reagire 48.02 g di AlBr3 con 38.53 g di
MgSO4, secondo la seguente reazione da bilanciare
(bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli
elementi):
a AlBr3 + b MgSO4 → c Al2(SO4)3 + d MgBr2
(p.a. Al = 26.98; p.a. Br = 79.92; p.a. O = 16.00;
p.a. Mg = 24.32; p.a. S = 32.07)
Esercizio
Calcolare i grammi di Al2(SO4)3 che si ottengono quando si mettono a reagire 33.34 g di AlCl3 con 46.88 g di Na2SO4, secondo la seguente reazione da bilanciare (bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli elementi):
a AlCl3 + b Na2SO4 → c Al2(SO4)3 + d NaCl
(p.a. Al = 26.98; p.a. Cl = 35.46; p.a. Na = 22.99;
p.a. S = 32.07; p.a. O = 16.00)
Esercizio
Calcolare i grammi di Mg3(PO4)2 che si ottengono quando si mettono a reagire 21.11 g di Mg2SiO4 con 30.49 g di AlPO4, secondo la seguente reazione da bilanciare (bilanciare mediante bilanciamento analitico dei singoli elementi):
a Mg2SiO4 + b AlPO4 → c Mg3(PO4)2 + d Al4(SiO4)3
(p.a. Mg = 24.32; p.a. Si = 28.09; p.a. O = 16.00;
p.a. Al = 26.98; p.a. P = 30.98)
