Isotopi e Pesi atomici - lauracondorelli.it · Elementi con masse diverse ma dello stesso elemento...

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Isotopi e Pesi atomici

si distinguono tre tipi di idrogeno; essi differiscono per numero di massa (a) e non per il numero

atomico (z)

H 99,985 %

H

H

Ogni elemento è caratterizzato dal numero di protoni (o numero atomico), con un protone, infatti è

sempre idrogeno.

Elementi con masse diverse ma dello stesso elemento sono definiti ISOTOPI.

Vi sono tre definizioni di isotopi:

1) atomi dello stesso elemento con MASSE DIVERSE.

2) atomi dello stesso elemento con UGUALE NUMERO DI PROTONI E DIVERSO

NUMERO DI NEUTRONI.

3) atomi dello stesso elemento con NUMERO ATOMICO UGUALE E DIVERSO NUMERO

DI MASSA.

Per calcolare la massa di un elemento si fa quindi la media ponderata delle masse dei vari isotopi.

Massa atomica media: media ponderata delle masse dei vari isotopi (l'elemento presente in

quantità maggiore deve contare di più).

Esempio di media ponderata per l’atomo di idrogeno: si moltiplica la massa per la sua percentuale

in natura e si divide per cento.

(99,985 x 1,007825)+( 0,15x2,0140)

1

H

1,0079 MASSA ATOMICA

A=1 (massa= 1,007825)

Z=1

A=2

Z=1

(massa= 2,014)

0,015%

A=3 (massa= 3,01605)

trascurabile

Z=1

100

= 1,0079


PESI MOLECOLARI E MOLE

Unità di massa atomica (UMA) o Dalton (D)

Il dalton è definito come la dodicesima parte della massa dell’atomo di carbonio12 .

Qualsiasi peso atomico è espresso in D.

PESO MOLECOLARE = somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che compongono la molecola

Pa= peso atomico

ESEMPI

CALCOLARE IL PESO MOLECOLARE DI :

Ca 3 (PO4 )2

PM= somma dei pesi atomici

PM= (3 pa Ca + 2 pa P + 8 pa O) D

= (30x40 + 2x31 + 8x16) D

= (120+62+128) D

= 310 D


(NH 4)2SO4

PM= (2pa N + 8pa H +1pa S + 4pa O) D

= (2x14 + 8x1 +1x32 + 4x16) D

= (28+8+32+64)D

= 132 D


Pb(NO3)4

PM= (paPb+4pa N +12pa O) D

= (207,2+4x14 + 12x16) D

=(207,2+ 56+192) D

= 455,2 D

MOLE = la quantità di sostanza misurata in grammi e pari al peso molecolare

In laboratorio i Dalton non sono misurabili perché sono troppo piccoli, quindi le sostanze vengono

misurate in grammi.

MISURARE LE QUANTITA'

una mole = 80 g

per trovare m devo moltiplicare il numero della mole per il peso mole.

m= nmoli x Pmole


ESEMPIO

calcolare la quantità (= massa) di Pb(SO4)2 in 1,8 moli

m = ?

n° moli = 1,8

m = p mole x N° mole

trovo il peso mole

= pa Pb + 2pa S + 8 pa O D

= (207,2 + 2x32 + 8x16) D

= (207,2+64+128) D

= 399,2 D

peso mole = 399,2 g.

m = 1,8 x 399,2 g = 718,56 g

Numero di Avogadro

La mole è una quantità pari al peso molecolare. I pesi sono espressi da numeri che contengono lo

stesso numero di particelle.

Ad esempio, se posseggo 3 g di palline rosse e ne compro 3 kg avrò 1000 palline rosse. Se una

pallina verde pesa 5 g e ne compro 5 kg avrò sempre 1000 palline verdi.

UNA MOLE DI SOSTANZA QUALSIASI CONTIENE SEMPRE LO STESSO NUMERO DI

MOLECOLE, ESSO E' ESPRESSO DAL NUMERO DI AVOGRADO CHE CORRISPONDE

A 6,022x10²³.

ESEMPIO

H2O CO2 PbCO3

p.m =peso di

una molecola

18 D 44 D 267,2D

pmole = 18 g 44 g 267,2 g

CALCOLO DEL NUMERO DI MOLECOLE: si moltiplica il numero di molix n°Avogardo

CALCOLO DEL NUMERO DI ATOMI: si moltiplica il numero di molecole x n° atomi di quel tipo

presenti nella formula

m= n moli x Pmole

nmolecole= nmoli . n Avogadro (6,022∙10

23)

natomi in X2A3B5

nX= nmolecole ∙ 2

nA= nmolecole ∙ 3

nB= nmolecole ∙ 5


ES: calcolare il numero di molecole e il numero di atomi di Sn, B, O presenti in 15g di Sn3(BO3)2

pM= 3pa Sn + 2pa B + 6pa O

= (3x118,71 + 2x10,81 + 6x16) D

= (356,1+ 21,62 + 96) D

= 473.75 D

pmole = 473.75 g

n= m/Pmole = 15 g/473,75g = 3,17 x10 -2

n° di molecole = n° di moli x n° di Avogadro

N° di molecole = (3,17 x 10-2

) x (6,022x10²³) = 1,91 x 10 ²²

Calcolare gli atomi

natomi Sn = numero molecole x 3= 5,73 x10²²

natomi B = numero molecole x 2= 3,82 x10²²

natomi O = numero molecole x 6=11,5 x10²³= 1,15x1024

CALCOLI DI COMPOSIZIONE PERCENTUALE

La percentuale di ogni elemento in un composto X2A3B5come si calcola con la seguente operazione

%X=

∙ 100

Calcolare la percentuale di Pb, N, O in Pb(NO3)4.

PM Pb(NO3)4 = PA Pb + 4 PA N + 12 PA O = 455,2 D

% Pb = PA Pb / PM Pb(NO3)4 x 100 = 207,2 D / 455,2 D x 100 = 45,52 %

% N = 4 PA N / PM x 100 = 56 D / 455,2 D x 100 = 12,30 %

% O = 12 PA O / PM x 100 = 192 D / 455,2 D x 100 = 42,18 %

Somma delle percentuali: 100 % (il calcolo è giusto!)


Calcolo della Formula Empirica o Minima

La formula minima esprime il rapporto tra i diversi atomi

a) 21,8% Mg

27,9% P

50,3% O

si prende un'ipotetica massa di 100g e si trasformano le percentuali in grammi.

Esse saranno la massa degli atomi

Su 100 g n = m/Pmole n / nminmoli Rapporto di numeri interi

Mg 21,8g 21,8g / 24,3g = 0,897 0,897 / 0,897 = 1 2

P 27,9g 27,9g / 31g = 0,9 0,9 / 0,897 = 1 2

O 50,3g 50,3g / 16g = 3,14 3,14 / 0,897 = 3,5 7

m di Mg = 21,8g

m di P = 27,9g

m di O = 50,3g

poi si calcola il n° di moli

n = m/Pmole = 21,8g / 24,3g = 0,897

n = m/Pmole = 27,9g / 31g = 0,9

n = m/Pmole = 50,3g / 16g = 3,14

poiché la formula minima esprime il rapporto all'interno di una molecola tra numero di atomi di un

tipo e dell'altro per trovare la formula minima bisogna dividere il n°di moli per il n° di moli più

basso tra quelli trovati

n / nmoli = 0,897 / 0,897 = 1

n / nmoli = 0,9 / 0,897 = 1

n / nmoli = 3,14 / 0,897 = 3,5

nelle formule i numeri decimali non si possono mettere ,quindi, se dalla divisione del n° di moli e

del n°di moli minimo vengono fuori dei numeri decimali bisogna moltiplicare il risultato per un

qualsiasi numero intero che lo faccia diventare a sua volta intero.

Fminima = n / nmoli = 0,897 / 0,897 = 1*2 = 2

Fminima = n / nmoli = 0,9 / 0,897 = 1*2 = 2

Fminima = n / nmoli = 3,14 / 0,897 = 3,5*2 = 7

quindi avremo così la seguente formula minima: Mg2P2O7


Formula Molecolare

La formula molecolare esprime l'esatto n° di atomi all'interno di una molecola e non solo il

rapporto. Pertanto per calcolarla è necessario un dato in più, ovvero il peso molecolare. Ad esempio

le 2 molecole C6H12O6 e CH2O esprimono lo stesso rapporto tra numero di atomi (infatti 6:12:6=

1:2:1), ma non possiedono lo stesso peso molecolare

Formula molecolare C6H12O6 Formula minima CH2O

Esercizio

C6H12O6

per trovare la formula molecolare prima devo calcolare il peso mole della formula data

PM = 6PAC + 12PAH + 6PAO = (12*6) + (12*1) + (16*6) = 180D

poi calcolare il peso molecolare della formula minima. Chiaramente bisogna trovare la formula

minima prima di calcolare il peso molecolare

Formula minima trovata = CH2O

calcolo il peso della formula minima

PMFminima= PAC + 2PAH + PAO = 12 + (1*2) + 16 = 30D

dopo dividere il peso molecolare della molecola con il peso molecolare della formula minima

PM / PMFminima = 180D / 30D = 6

infine moltiplicare la formula minima per il numero appena trovato.

Quella è la formula molecolare: C6H12O6


STRUTTURA DI UNA REAZIONE CHIMICA

In generale possiamo dire che una reazione chimica è strutturata nella maniera seguente:

mA + nB ---> pC + qD

A e B sono i REAGENTI, ovvero gli elementi di partenza;

C e D sono i PRODOTTI, ovvero ciò che otteniamo unendo i reagenti;

m, n, p, q sono i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI, che hanno la funzione di bilanciare la

reazione chimica. Il bilanciamento è necessario poiché la materia non si crea, né si distrugge, ma

solo si trasforma (legge di Lavoisier o di conservazione delle masse). Successivamente la legge

verrà ampliata come conservazione del sistema massa- energia. Massa ed energia, infatti, possono

essere trasformate l’una nell’altra secondo l’equazione di Einstein E=mc2, dove E è l’energia, m la

massa e c la velocità della luce. Nelle normali reazioni chimiche comunque ciò non avviene e

quindi si può tranquillamente applicare la sola legge di Lavoisier).

I prodotti NON conservano le proprietà dei reagenti.

Esempio: 2Na + Cl2 ---> 2NaCl

• Reagenti:

Il sodio (Na) può essere pericoloso e fuma (metallo tenero).

Il cloro (Cl2) è un decolorante (gas).

• Prodotti:

Il cloruro di sodio o sale da cucina (NaCl) non conserva nessuna di queste proprietà.

CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI CHIMICHE

• Reazione di SINTESI: caratterizzata da due o più reagenti e un solo prodotto

Esempio: N2 + 3H2 ---> 2NH3

• Reazione di DECOMPOSIZIONE: caratterizzata da un reagente e due o più prodotti; solitamente

una molecola si rompe col calore (cracking).

Esempio: CaCO3 ---> CaO + CO2

• Reazione di OSSIDAZIONE o COMBUSTIONE: uno dei reagenti è l’ossigeno

Esempio: CH4 + 2O2 ---> CO2 + 2H2O


• Reazione di SCAMBIO

- Scambio Semplice

Esempio: NaCl + Br2 ---> 2NaBr + Cl2 (scambio di Cl con Br nei prodotti rispetto ai reagenti)

- Doppio Scambio

Esempio: NaCl + KBr ---> NaBr + KCl (vi è un doppio scambio dei prodotti rispetto ai reagenti)

BILANCIAMENTO DI UNA REAZIONE CHIMICA.

Una reazione chimica è detta BILANCIATA quando ogni elemento è presente nei reagenti e nei

prodotti con lo stesso numero di atomi.

Ciò è necessario per il PRINCIPIO DI CONSERVAZIONE DELLA MATERIA (legge di Lavoisier)

secondo cui la materia non si crea e non si distrugge, ma si trasforma solamente.

Per bilanciare una reazione chimica bisogna seguire questo ORDINE DI BILANCIAMENTO:

• metalli

• non metalli

• idrogeno

• ossigeno

Esempio: KOH + H3PO4 ---> K3PO4 + H2O

Per bilanciare questa reazione partiamo dal potassio (K) che è un metallo. Tra i reagenti è presente 1

atomo; tra i prodotti 3 atomi. Bisogna quindi aggiungere gli atomi che mancano ai reagenti. La

nostra reazione diventerà così:

3KOH + H3PO4 ---> K3PO4 + H2O

Il fosforo (P) è già bilanciato, per cui procediamo con l'idrogeno (H) che è presente tra i reagenti

con 6 atomi, mentre tra i prodotti ce ne sono 2. Bilanciando otteniamo:

3KOH + H3PO4 ---> K3PO4 + 3H2O

L'ossigeno (O) è presente con lo stesso numero di atomi sia tra i reagenti che tra i prodotti. La

nostra reazione risulta ora bilanciata.


OSSIDORIDUZIONI

Un elemento si OSSIDA quando perde uno o più elettroni, aumentando così il proprio numero

d’ossidazione.

Al contrario, un elemento si RIDUCE quando acquista uno o più elettroni in questo caso il numero

d’ossidazione diminuisce.

ESEMPIO: 4Na + O2 → 2Na2O

Il sodio (giallo=Y) perde elettroni e l’ossigeno (azzurro=Z) li acquista. Il sodio si ossida (W) ed è

detto riducente, l’ossigeno si riduce (X) ed è detto ossidante

REGOLE PER L’ATTRIBUZIONE DEI NUMERI DI OSSIDAZIONE:

1. Un elemento non legato ha sempre un numero d’ossidazione pari a 0. A loro volta anche

tutte le molecole biatomiche (ossia quegli elementi uguali legati tra loro) hanno il numero

d’ossidazione pari a 0. Sono molecole biatomiche H2,O2,N2, F2, Cl2, Br2, I2.

2. L’ idrogeno ha quasi sempre numero d’ossidazione pari a +1. (ECCETTO H2 e gli idruri

metallici come NaH, in cui ha numero di ossidazione = -1).

3. L’ossigeno ha sempre numero d’ossidazione pari a -2. ECCETTO la molecola O2 e i

perossidi (tipo Na2 O2 oppure CaO2, in cui ha nox= -1).

4. La somma dei numeri d’ossidazione di una molecola neutra è uguale a 0.

esempio: la somma di H3BO3 → H= (+1)3=+3 ; O = (-2)3 = -6 ; B = (di conseguenza)3

→ la somma di tutto è 0.

5. La somma dei numeri di uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione stesso.

Esempio: SO4- -

→ O = -2(4) = -8; S (di conseguenza) = +6 → la somma = -2


6. Gli elementi compresi nel gruppo 1 A della tavola periodica hanno sempre numero

d’ossidazione pari a +1. se non sono legati facciamo riferimento alla regola numero 1.

Esempio: Na2Cr2O7 → 2Na = +1(2) ; 2Cr =+ 6(2) ; 7O = -2(7) → la somma è pari a 0.

7. Gli elementi compresi nel gruppo 2 A della tavola periodica, se sono legati, hanno numero

d’ossidazione pari a -2.

esempio: CaO→ Ca = +2 ; O = -2 → la somma è pari a 0

8. Gli alogenuri sono elementi del gruppo 7 A della tavola periodica tutti questi hanno

numero d’ossidazione pari a -1 (quando non c’è l’ossigeno).

esempio: PbCl4 → Pb = +4 ; 4Cl = -1(4) → la somma è pari a 0

9. gli elementi del gruppo 6 A della tavola periodica senza ossigeno e se hanno legami hanno il

numero d’ossidazione pari a -2

esempio: As2S3 + HNO3 + H2O → S + NO + H3ASO4

(+3)2(-2)3 +1+5(-2)3 0 +2-2 (+1)3 +5 (-2)4

As = l’arsenico passa da 3 (a sinistra) a 5 (a destra). Il numero d’ossidazione

AUMENTA questo vuol dire che si OSSIDA.

S = lo zolfo passa da -2 (a sinistra) a 0 (a destra). Il numero d’ossidazione

AUMENTA questo vuol dire che si OSSIDA

N = passa da 5 (a sinistra) a 3 (a destra). Il numero d’ossidazione DIMINUISCE

Questo vuol dire che si RIDUCE

IONI POLIATOMICI

CATIONE ANIONI

MONOVALENTI

ANIONI BIVALENTI ANIONI

TRIVALENTI

NH4+

(+1)

NO3-* HCO3

-

NO2-

HSO3-

ClO-

HSO4-

ClO3- H2BO3

-

ClO4- H2PO3

-

H2PO-4

CO3- -

SO3- -

SO4- -

HBO3- -

HPO3- -

HPO42-

(SCRIVERE 2-

O --

E’ UGUALE)

BO33-

PO43-

PO33-

REDOX (metodo del numero di ossidazione)

Esempio 1

Bi2 S3 + HNO3 Bi (NO3)3 +NO +S + H2O

1)Stabilire il numero di ossidazione per capire quali elementi cambiano:

-1 (3) * Bi2 S3 + HNO3 Bi (NO3)3 + NO + S + H2O

+3(2) -2( 3) +1+5 -2(3) +3 +5 -2(3) +2 -2 0


*si mette -1 perchè è uno degli anioni monovalenti, così si calcola anche il nox del bismuto

2) Tra gli elementi quelli che cambiano sono lo zolfo (S) e l’azoto (N). Lo zolfo si ossida mentre

l’azoto si riduce.

3) Semireazioni :

Per ogni semireazione bisogna scrivere il simbolo dell’elemento con il numero di

ossidazione tra parentesi:

Ossidazione

ox : S(-2) S (0)

Scrivere accanto all’elemento l’esatto numero di atomi che compaiono nella

reazione , per poi bilanciarli:

ox: 3 S (-2) 3 S (0)

Bilanciare le cariche, aggiungendo elettroni (dalla parte dove il numero di

ossidazione è maggiore). NB. La differenza di cariche si ottiene moltiplicando il

coefficiente stechiometrico per il numero di ossidazione. Nell’esempio successivo

avremo 3∙(-2)=3∙(0). Dovremo quindi aggiungere 6 elettroni a destra.

ox: 3 S(-2) 3 S (0) + 6 e-

Riduzione (faccio lo stesso procedimento dell’ossidazione) e diventa:

rid: N(+5) +3 e- N(+2)

4)Faccio il m.c.m. tra 6 e 3 = 6

La prima reazione (ossidazione) viene moltiplicata per 1 e la seconda (riduzione) per 2.

3 S(-2) 3 S (0) + 6 e-

∙1

N(+5) +3e - N(+2)

∙2

e diventano:

3 S(-2) 3 S (0) + 6 e- ( resta invariata perchè moltiplicata per 1)

2 N(+5) + 6 e- 2 N(+2)

Faccio la somma membro a membro :

3S(-2) + 2N(+5) + 6 e- 3S(0) + 6 e

- +2N(+2)

I 6 e- si eliminano (compaiono sia tra i reagenti, sia tra i prodotti) e si va a bilanciare la reazione di


partenza (si trascrivono i numeri trovati nelle semireazioni, nella reazione iniziale):

Bi2 S3 + 2HNO3 Bi (NO3)3 +2NO +3S + H2O

Il 2 davanti ad HNO3 si mette per bilanciare N, che come abbiamo visto nella semireazione

(riduzione) dopo l’m.c.m. è stato moltiplicato, stessa cosa per il 2 davanti NO del secondo membro;

invece il 3 di S del secondo membro inizialmente era 0 e per bilanciarlo con lo zolfo del primo

membro è stato aggiunto il 2 come era nella semireazione (ossidazione).

Alla fine la reazione si bilancia come le altre reazioni che abbiamo visto. Consiglio sempre di tenere

in considerazione l’ordine: metallo, non metallo, idrogeno, ossigeno

Bi2 S3 + 8HNO3 2Bi (NO3)3 +2NO +3S + 4H2O

Esempio 2

As2S5 + HNO3 + H2O H3AsO4 +NO + S


As2 S5 + HNO3 + H2O* H3AsO4 +NO + S

+5(2) -2(5) +1 +5 -2(3) +1(3) +5 -2(4) +2 -2 0

*l’H2O non si calcola perchè non sono presenti né H2, né O2, né un perossido tra i prodotti.

2)Tra gli elementi quelli che cambiano sono lo zolfo (S) e l’azoto (N). Lo zolfo si ossida mentre

l’azoto si riduce.

3)Semireazioni :

Per ogni semireazione bisogna scrivere il simbolo dell’elemento con il numero di

ossidazione tra parentesi

Ox: S(-2) S (0)

Scrivere accanto all’elemento l’esatto numero di atomi che contiene , per poi

bilanciarli:

Ox: 5 S(-2) 5 S (0)

Bilanciare le cariche, aggiungendo elettroni (dalla parte dove il numero è maggiore) :

Ox: 5 S(-2) 5 S (0) + 10 e-

Riduzione


rid: N(+5) +3 e- N(+2)

4) Faccio il m.c.m. tra 10 e 3 =30. La reazione di ossidazione va moltiplicata per 3 e la riduzione

per 10

5 S(-2) 5 S (0) + 10 e- / 3

N(+5) +3 e- N(+2) / 10

E diventano :

15 S(-2) 15 S (0) +30 e-

10 N(+5) +30 e- 10 N (+2)

Faccio la somma membro a membro :

15S(-2)+10 N(5) +30 e- 15 S (0) +30 e

- + 10 N (+2)

Bilancio l’ inizio

3As2 S5 +10 HNO3 + H2O H3AsO4 +10NO +15 S

Aggiungo il 3 davanti ad As2S5 perchè lo moltiplico con il 5 di S per arrivare a 15 e bilanciarlo con

l’altro zolfo del secondo membro.

Bilanciamento:

3As2 S5 +10 HNO3 + 4H2O 6H3AsO4 +10NO +15 S

CON GLI IONI

Esempio 3

ClO3- + SO2 + H2O Cl

- + SO4

2- + H

+



- + SO4

2- + H

+

5 -2 (3) +4 -2(2) +1(2) -2 -1 +6 -2(4) +1

2)Tra gli elementi quelli che cambiano sono lo zolfo (S) e il cloro (Cl). Il cloro si riduce mentre

l’azoto si ossida.

3)Semireazioni:

Ox: S(+4) S(+6) + 2 e-

Rid: Cl(+5) + 6 e- Cl (-1)


Calcolo il m.c.m. tra 6 e 2 = 6

Ox: S(+4) S(+6) + 2 e- / 3

Rid: Cl(+5) + 6 e- Cl (-1) / 1

Le reazioni sopra diventano:

Ox: 3 S(+4) 3 S(+6) + 6 e-

Rid: Cl(+5) + 6 e- Cl (-1)

Faccio la somma membro a membro

3S(+4) + Cl (+5) + 6 e- 3S (+6) + 6 e

- + Cl(-1)

I due + 6 e- si eliminano e bilancio la reazione iniziale:

ClO3- + 3SO2 + H2O Cl

- + 3SO4

2- + H

+

Bilanciamento

ClO3- + 3SO2 + 3H2O Cl

- + 3SO4

2- + 6H

+

Scrivere i

numeri di

ossidazione,

facendo

attenzione ai

composti in cui

variano il

numero di atomi

di ossigeno e

idrogeno legati

ad un dato

elemento.

Scrivere la

semireazione,

facendo

attenzione a

riportare l’esatto

numero di atomi interessati.

Bilanciare gli

atomi.

Bilanciare gli

elettroni.

Minimo

comune

multiplo tra

elettroni

scambiati.

Riportare

i dati

nella

reazione.

Metodo ionico-elettronico


- + SO4

2- + H

+

Si usano sempre le semireazioni. Si bilanciano

gli atomi di ossigeno e di idrogeno come

spiegato nel paragrafo successivo.

ClO3- + 6H

+ Cl

- +3 H2O + 6 e

-

SO2 + 2H2O +2 e- SO4

2- + 4H

+/ ∙3

Faccio il m.c.m. tra gli elettroni scambiati.


ClO3- + 6H

+ Cl

- +3 H2O + 6 e

-

3SO2 + 6H2O +6 e- 3SO4

2- + 12H

+

Faccio la somma membro a membro.

ClO3- + 6H

+ +3SO2 + 6H2O +6 e

- Cl

- +3 H2O + 6 e

- +3SO4

2- + 12H

+

ClO3- +3SO2 + 3H2O

Cl

- +3SO4

2- + 6H

+

Redox (metodo ionico-elettronico). Anche in questo caso si usano le semireazioni, ma è necessario stabilire se la reazione avviene in

ambiente acido o neutro, oppure in ambiente basico.

Ambiente acido o neutro (H2O e H+)

Per ogni atomo di ossigeno in eccesso da una

parte si aggiunge H2O dall’altra. Poi si aggiunge

H+ a bilanciare l’idrogeno in eccesso

Ambiente basico (OH- e H2O)

Per ogni atomo di ossigeno in eccesso da una

parte si aggiunge H2O dallo stesso lato e 2 OH-

dall’altro.

Se restano atomi di idrogeno in eccesso si

bilanciano aggiungendo 1 OH- dallo stesso lato

e 2 H2O dal lato opposto

Esempio 4

K2Cr2O7+HClKCl+CrCl3+H2O+Cl2 (la presenza di HCl fa capire che la reazione avviene in ambiente acido)

Riduzione

Cr2O7--

Cr 3+

Cr2O7--

2Cr 3+

Bilancio prima gli atomi (di Cr)

Cr2O7--

2Cr 3+

+ 7 H2O Bilancio gli atomi di ossigeno

Cr2O7--

+ 14H+ 2Cr

3+ + 7 H2O Bilancio gli atomi di idrogeno

Cr2O7--

+ 14H+

+6e- 2Cr

3+ + 7 H2O Bilancio le cariche

Ossidazione

Cl- Cl2 Bilancio gli atomi

2Cl- Cl2 +2e

- Bilancio le cariche, poiché non ci sono atomi di

ossigeno o idrogeno in eccesso

Faccio il m.c.m. tra gli elettroni scambiati (tra 2 e 6 il m.c.m. è 6)

Cr2O7--

+ 14H+

+6e- 2Cr

3+ + 7 H2O

6Cl- Cl +6e

-



Cr2O7--

+ 14H+

+ 6e- + 6Cl

- 2Cr

3+ + 7 H2O + 3Cl2 +6e

-

Esempio 5

Zn+ NaNO3+NaOHNa2ZnO2+NH3+H2O

(la presenza di OH- e di NH3 mi fa capire che la soluzione è basica)

Ossidazione

Zn ZnO2 - -

Zn + ZnO2 - -

+ 2H2O Bilancio gli atomi di ossigeno

Zn + 4OH - ZnO2

- - + 2H2O Bilancio gli atomi di idrogeno

Zn + 4OH - ZnO2

- - + 2H2O +2e

- Bilancio le cariche

Riduzione

NO3 - NH3

NO3 -

+ 3H2O NH3 + 6 OH-

Bilancio gli atomi di ossigeno

NO3 -

+ 3H2O + 3 H2O NH3 + 6 OH-

+ 3OH- Bilancio gli atomi di idrogeno

NO3 -

+ 6H2O +8e- NH3 + 9 OH

- Bilancio le cariche

Faccio il mcm tra 2 e8 che è 8 (moltiplico quindi l’ossidazione per 4 e la riduzione per 1)

4Zn + 16OH -4 ZnO2

- - + 8H2O +8e

-

NO3 -

+ 6H2O +8e- NH3 + 9 OH

-


4Zn + 7 16OH

- + NO3

- + 6H2O +8e

- 4 ZnO2

- - +

2 8H2O +8e

- + NH3 + 9OH

-

4Zn + 7 OH - + NO3

- 4 ZnO2

- - + 2 H2O + NH3


RAPPORTI PONDERALI NELLE REAZIONI CHIMICHE 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2

2moli 2moli 2moli 1mole

Quante moli di NaOH si formano se faccio reagire 1,6 moli di NaOH?

Data la reazione

mA+ nB pC + qD

dove

m,n,p,q= coefficienti stechiometrici

A,B,C,D = formule di reagenti e prodotti

nA,nB,nC,nD= numero di moli di A,B,C,D

Vale la seguente proporzione

A) DA MOLE A MOLE

1,6/ 2 = X / 2 x = 1,6

n. di moli date / coefficente stechiometrico della stessa sostanza = x (n. moli richieste)/ coefficente

stechiometrico della sostanza richiesta

esempio:

C6H5NO2 + 2Fe + 6HCl -> C6H5NH2 + 2FeCl3 + 3H2O

Date 1,8 moli di C6H5NO2

nFe? nHCl? n C6H5NH2? n FeCl3?

(X) (Y) (W) (Z)

1,8 / 1 = x(Fe) / 2 = y(HCl) / 6 = W(C6H5NH2) / 1 = Z(FeCl3) / 2

W = 1,8

X = Z = 1,8 ∙ 2 = 3,6

Y = 1,8 ∙ 6 = 10,4

B) DA MASSA A MASSA


H3PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 21HNO3 -> (NH4)3PO4 ∙ 12MoO3 + 12H2O + 21NH4NO3

X n (dato) Y Z

Siano dati 218g (NH4)2 MoO4

Calcolare con quanto H3PO4 e HNO3 reagiscono e quanto (NH4)3 PO4 ∙ 12MoO3 si forma.

Calcoliamo tutti i pesi mol:

Pmole (NH4)2MoO4 = (14x2+1x8+96+16x4) g= 196g

Pmole H3PO4 = (3 ∙ 1 + 31 + 16 ∙ 4)g = 98g

Pmole HNO3 = (1 + 14+ 3 ∙ 16)g = 63g

Pmole (NH4)3PO4 ∙ 12MoO3 = (14 ∙ 3 + 1 ∙ 12 + 31 + 4 ∙ 16 + 96 ∙ 12 + 16 ∙ 36)g = 1877g

n.moli = m / peso mole = 218g : 196g = 1,11

1,11 / 12 = x / 1 = y /21 = z / 1

X= 1,11/12 = 0.0925

Y= 1,11/12 . 21 = 1.9425

Z= 1,11/12 . 1 = 0.0925

m H3PO4 = X ∙ peso mole = 0,0925 ∙ 98 g= 9,07g

m HNO3 = Y ∙ peso mole = 1,9425 ∙ 63g = 122,4g

m (NH4)3PO4 ∙ 12MoO3 = Z ∙ peso mole = 0,0925 ∙ 1877g = 173,62g


RESA DI UNA REAZIONE Facendo reagire una determinata quantità di reagente, ci si aspetterebbe di ottenere una quantità di prodotto. A volte, al contrario, succede che non si forma tutta la quantità di prodtto atteso, bensì una quantità inferiore. Se diefinisce resa di una reazione il rapporto tra quantità effettiva (Qe, ovvero quella realmente ottenuta) e la quantità teorica (Qt) del prodotto atteso. La resa viene espressa in percentuale.

1. Calcolare la resa

Nella seguente reazione si sono messi a reagire 275 g di cicloesano (PM C6H12=84,16D) e si sono

ottenuti 356 g di acido adipico (PM C6H10O4=146,14D). Calcolare la resa della reazione.

2C6H12+ 5O2-> 2C6H10O4+ 2H2O

1 mole 5moli 2moli 2 moli

Calcolo il numero di moli di C6H12

n C6H12=

=

= 3,27

Calcolo il numero di moli teoriche (quelle che avrei dovuto ottenere) di C6H10O4

n C6H10O4=x

=

->x=3,27

Calcolo la massa teorica (quella che avrei dovuto ottenere) di C6H10O4

Qt=m C6H10O4= x •Pmole = 3,27 •146,14g = 477,88 g Calcolo il rapporto tra massa effettiva (data dal problema) e teorica di C6H10O4

Resa=

=

= 74,5%

2. Calcolare la massa effettiva del prodotto, resa data

L’ossidazione di 65,34 g di Fe(OH)2 ha dato una resa del 97,5%. Calcolare la quantità di Fe(OH)3

Fe(OH)2 +O2 -> Fe(OH)3 Bilanciare la reazione

2 Fe(OH)2 +O2 -> 2 Fe(OH)3

Scrivere il numero di moli sotto i composti

2 Fe(OH)2 + O2-> 2 Fe(OH)3

2 moli 1 mole 2 moli


Trovare il numero di moli di Fe(OH)2

nFe(OH)2 =

=

= 0,73

Porre un’incognita

n Fe(OH)3 =x Trovare l’incognita

-> x= 0,73

Calcolare Qt

Qt (Fe(OH)3) = x • Pmole = 0,073 •106,85 g = 78g Calcolare Qe

->

=

= 76,05 g

3. Calcolare la massa teorica del prodotto, resa data

Nella reazione seguente la resa è del 70% e si formano 20 g di NH4Cl. Calcolare la quantità teorica di

NH4Cl che si formerebbe se la resa fosse del 100%

FeCl3 + NH3 + H2O -> Fe(OH)3 + NH4Cl Bilanciare la reazione e scrivere il numero di moli sotto i composti

FeCl3 + 3 NH3 + 3 H2O -> Fe(OH)3 + 3 NH4Cl

1 mole 3 moli 3 moli 1 mole 3 moli

Trovare il numero di moli effettivo di NH4Cl

= 1,18

Trovare il numero teorico di moli di NH4OH. Nota Bene, la resa si può applicare tanto alle

masse, quanto alle moli

=Resa [=

] -> n teorico =

n teorico =

= 1,68

Calcolare la massa teorica

Q teorica = n teorico • Pmole = 1,68 • 17g = 28,56


REAGENTE LIMITANTE Se vengono date le masse di due o più reagenti, una di esse è in eccesso, mentre l’altra è in difetto. Il

reagente la cui massa è in difetto condiziona tutta la reazione. Nota bene che la massa in difetto non è quella

presente in quantità minore, bensì quella che determina il numero di moli in difetto in relazione alla reazione

bilanciata.

A. Nella reazione seguente 30 g di NaOH vengono messi a reagire con 15 g di H3PO4, secondo

la reazione. Determinare la quantità di Na3PO4 che si forma

NaOH+H3PO4 ->Na3PO4 + H2O

Bilanciare la reazione

3NaOH+ H3PO4 -> Na3PO4 + 3H2O

3 moli 1 mole 1 mole 3 moli

Calcolare il numero di moli sia di NaOH sia di H3PO4

n NaOH=

=

=0,75 n H3PO4 =

=

= 0,15

Calcolare il rapporto tra numero di moli (IN ENTRAMBI I CASI)

=

-> x= 0,25

=

-> y= 0,45

Confrontare i risultati ottenuti. Come si può vedere il reagente limitante è H3PO4, poiché se facessi

reagire tutta la quantità di NaOH, dovrei avere a disposizione 0,25 moli di H3PO4, quando in realtà

ho a disposizione solo 0,15 moli di H3PO4. Sarà dunque quest’ultimo il reagente limitante e di questo

devo tenere conto per calcolare le quantità di prodotti che si formano

=

-> x= 0,25

In eccesso

=

-> y= 0,45

In difetto (reagente limitante)

Calcolare la quantità di prodotti, calcolando prima il numero di moli di Na3PO4

=

-> z= 0,15

m Na3PO4 = z •Pmole (Na3PO4)= 0,15 •164 g = 24,6 g B. Nella reazione seguente, calcolare quanti g di KClO3 e di KCl si formano, mettendo a reagire 250g di Cl2

e 350 g di KOH. Calcolare anche il volume di H2O gas che si forma a STP e la quantità di Cl2 che non

reagisce.

KOH+Cl2 -> KClO3+ KCl+H2O Bilanciare la reazione

6KOH+ 3Cl2 -> KClO3+ 5KCl+ 3H2O

6 moli 3 moli 1 mole 5 moli 3 moli

x y


Calcolare il numero di moli di

nKOH=

=

= 6,3 n Cl2=

=

= 3,52

Calcolare il rapporto tra numero di moli (IN ENTRAMBI I CASI) che reagirebbero

a) con 6,3 moli di KOH b) con 3,52 moli di HCl

=

-> y= 3,15

In difetto (reagente limitante)

=

-> x= 7,04

In eccesso

Confrontare i risultati ottenuti. Come si può vedere il reagente limitante è KOH, poiché se facessi

reagire tutta la quantità di Cl2, dovrei avere a disposizione 7,04 moli di KOH, quando in realtà ho a

disposizione solo 6,3 moli di KOH. Sarà dunque quest’ultimo il reagente limitante e di questo devo

tenere conto per calcolare le quantità di prodotti che si formano

Calcolo massa KClO3 Calcolo massa KCl Calcolo volume H2O

n KClO3 = 1,05 n KCl = 5,03 n H2O = 3,02 m KClO3 = n =

1,05 • 122,6 g = 128,73 g

m KCl = n =

5,03 •74,6 g = 375, 24 g

V H2O = n =

3,02 •22,414 l= 67,69 l

Calcolo la massa di Cl2 che reagisce e la sottraggo dalla quantità totale

n Cl2= 3,15

m Cl2 = n = 3,15 • 71 g = 223,65 g

massa residua Cl2= 250 g- 223,65 g=

26,35 g

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