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)

ContattiIndirizzo e-mail: annalisa.vacca@dimcm.unica.it

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

-----------------------------------------------------

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 - -