1 2014 – 2015 CCS Biologia CCS Fisica Equazioni chimiche e stechiometria g sostanza n. moli = M (g/mol) g sostanza = n. moli x M (g/mol) STECHIOMETRIA - Lo studio delle reazioni chimiche si basa sul principio della conservazione della materia. . 2 Al(s) + 3 Br2(liq) Al2Br6(s) 2 3 PROBLEMA: Se 454 g di NH4NO3 si decompongono, quanto N2O ed H2O si formano? STADIO 1: Scrivere l’ equazione chimica bilanciata NH4NO3 N2O + 2 H2O Nitrato ammonico ossido di diazoto/protossido di azoto 4 454 g di NH4NO3 N2O + 2 H2O STADIO 2: Convertire la massa dei reagenti in moli (454 g) moli ? 1 mol 454 g • = 5.68 mol NH4NO3 80.04 g Massa molare Mettiamo in relazione le moli di NH4NO3 con le moli di prodotto in base alla stechiometria della reazione. ! ! ! !1 mol NH4NO3 2 mol H2O e! ! ! ! ! 1 mol N2O Quindi: !5,68 mol NH4NO3 11,4 mol H2O ! ! ! ! ! 5,68 mol N2O! ! 454 g di NH4NO3 N2O + 2 H2O STADIO 3: Convertire le moli di prodotto/i in massa di prodotto/i 18.02 g 11.4 mol H2O • = 204 g H2O 1 mol STADIO 4 Quanto N2O si forma? Massa totale dei reagenti = massa totale dei prodotti 454 g NH4NO3 = g N2O + 204 g H2O massa di N2O = 250 g 5 6 Tabella riassuntiva NH4NO3 N2O + 2 H2O • Composto NH4NO3 N2O H2O • Iniziale (g) 454 g 0 0 5.67 mol 0 0 • Iniziale (mol) • Variazione (mol) -5.67 +5.67 +2 x (5.67) • Finale (mol) 0 5.67 11.3 • Finale (g) 0 250 204 © 2009 Brooks/Cole - Cengage 7 Resa teorica: la quantità di prodotto teoricamente ottenibile.! Resa effettiva: la quantità di prodotto realmente ottenuta! ! ! Resa percentuale = [(resa effettiva / resa teorica) x 100]! ! © 2009 Brooks/Cole - Cengage 8 STADIO 6: Calcolare la resa percentuale Supponiamo che si siano ottenute solo 131 g di N2O, quale è la resa percentuale? Si confronta la resa teorica (250 g) con quella effettiva (131 g). resa effettiva resa % = !100 resa teorica 131 g resa % = !100 = 52.4% 250. g 9 STRATEGIA GENERALE PER I CALCOLI STECHIOMETRICI Massa di prodotto Massa dei reagenti Moli dei reagenti Stechiometria reazione o Fattore stechiometrico Moli di prodotto Reazioni che coinvolgono un REAGENTE LIMITANTE • In una determinata reazione, un reagente è presente in quantità insufficiente per reagire completamente con l altro reagente. • Il reagente in quantità insufficiente LIMITA la quantità del prodotto che si può formare. 10 reagente limitante 10 6 Reagente Reagente in eccesso limitante 11 6 ? 12 + 2 + 10 7 Reagenti in eccesso 12 6 Reagente limitante Consideriamo tutte le possibilità: 10 10 24 non possibile 7 7 14 non possibile 6 6 12 possibile 6 hamburger completi PROBLEMA: Si fanno reagire 5.40 g di Al con 8.10 g di Cl2. Che massa di Al2Cl6 si forma? Massa reagente Moli reagente Massa prodotto Fattore Stechiometrico C’è un reagente limitante ? Moli prodotto 13 Stadio 1 : bilanciare la reazione, individuare il fattore stechiometrico tra i reagenti, e verificare la presenza di un reagente limitante. 2 Al + 3 Cl2 ---> Al2Cl6 Considerazioni preliminari: I reagenti hanno un rapporto molare di mol Cl2 3 = mol Al 2 14 Individuare il Reagente Limitante 2 Al + 3 Cl2 ---> Al2Cl6 1a ipotesi mol Cl2 3 > > 1,5 moli a disposizione:! mol Al 2 il Cl2 è in eccesso quindi l’ Al è il reagente limitante 2a ipotesi mol Cl2 3 < moli a disposizione: < 1,5 mol Al 2 l’ Al è in eccesso quindi il cloro è il reagente limitante 15 Stadio 2 del problema: Calcolare le moli di ciascun reagente Abbiamo 5.40 g di Al e 8.10 g di Cl2 1 mol 5.40 g Al • = 0.200 mol Al 27.0 g 1 mol 8.10 g Cl2 • = 0.114 mol Cl2 70.9 g mol Cl2 0.114 mol = mol Al 0.200 mol = 0.57 < 1,5 Cl2 è il reagente limitante 16 17 Stadio 3: Calcola le moli di Al2Cl6 che si formano in base al reagente limitante.! 0.114 mol Cl2 • 1 mol Al2 Cl6 = 0.0380 mol Al2Cl6 3 mol Cl2 Stadio 4: Calcola la massa di Al2Cl6 attesa in base alle moli calcolate.! 0.0380 mol Al2Cl6 • 266.4 g Al2Cl6 = 10.1 g Al2Cl6 mol Le unità di misura della concentrazione 18 Definizioni • Una soluzione è una miscela OMOGENEA di 2 o più sostanze in una unica fase. • Un costituente è definito il SOLVENTE (quello presente in quantità maggiore) e gli altri i SOLUTI. 19 Definizioni Le soluzioni possono essere classificate come sature o insature. Una soluzione satura contiene la massima quantità di soluto che si scioglie ad una data temperatura. LE SOLUZIONI SOVRASATURE contengono più soluto di quanto sia possibile e sono instabili. 20 Concentrazione del Soluto La quantità di soluto in una soluzione definisce la sua concentrazione. Molarità! moli di soluto! (!M )! =! litri di soluzione! ! ! Concentrazione (M) = [ …] ! 21 22 MOLALITA , m! m = moli di soluto / kg di solvente FRAZIONE MOLARE, X Per una miscela di soluti A, B, e C mol A XA = mol A + mol B + mol C XA + XB + XC = 1 23 PESO % grammi di soluto per 100 g di soluzione VOLUME % volume di soluto per 100 ml di soluzione Preparazione di una Soluzione • Pesare un soluto solido e scioglierlo in una data quantità di solvente. 24 Concentrazione degli ioni in una soluzione CuCl2(aq) Cu2+(aq) + 2 Cl-(aq) Se [CuCl2] = 0.30 M, allora [Cu2+] = 0.30 M [Cl-] = 2 x 0.30 M 25 Calcolo delle Concentrazioni Sciogliere 62.1 g (1.0 mol) di glicol etilenico in 250 g di H2O. Calcolare X, e % in peso del glicol.! Considerato che in 250 g di H2O vi sono: 250 g H2O / 18 (g/mol)= 13.9 mol 1.00 mol glycol X glycol = 1.00 mol glycol + 13.9 mol H2O X glycol = 0.0672! 26 Calcolo delle Concentrazioni Sciogliere 62.1 g (1.00 mol) of glicol etilenico in 250. g di H2O.! Calcolare X, m, e % del glicol.! ! Calcolare la molalità 1.00 mol glycol conc (molality) = = 4.00 molal 0.250 kg H2O m = 1.0 mol glicol / 0.25 kg acqua = 4 molale Calcolare la % in peso! 62.1 g %glycol = x 100% = 19.9% 62.1 g + 250. g 27 USO della MOLARITA Quanti grammi di acido ossalico, H2C2O4 , (M = 90.0 g/mol), sono necessari per preparare 250 mL di una soluzione 0.05 M? Premessa: M = moli / volume = mol / V(L) le moli necessarie sono date da moli = M•V! 28 USO della MOLARITA 29 Quale massa di acido ossalico, H2C2O4, è necessaria per preparare 250 mL di una soluzione 0.0500 M? Stadio 1: Calcolare le moli di acido richieste. moli = M•V (0.05 mol/L) x (0.250 L) = 0.0125 mol Stadio 2: Calcolare la massa di acido richiesta. (0.0125 mol )(90.0 g/mol) = 1.13 g Come effettuare una diluizione 30 PROBLEMA: Si dispone di 50.0 mL di NaOH 3.0 M e si vuole preparare NaOH 0.50 M. Cosa si deve fare? Aggiungere acqua alla soluzione 3.0 M per portare la concentrazione a 0.50 M In pratica diluire la soluzione! 31 PROBLEMA: Si dispone di 50.0 mL di NaOH 3.0 M e si vuole preparare NaOH 0.50M. Che cosa si deve fare? Ma quanta acqua si deve aggiungere ? H2 O ? mL 50.0 mL 3.0 M NaOH Concentrated Sol. concentrata 0.50 M NaOH Dilute Sol. diluita 32 PROBLEMA: Si dispone di 50.0 mL di NaOH 3.0 M e si vuole preparare NaOH 0.50 M. Che cosa si deve fare? Quanta acqua bisogna aggiungere? Il punto importante è che : moli di NaOH nella = moli di NaOH nella soluzione FINALE soluzione INIZIALE 33 34 Moli di NaOH nella soluzione iniziale = M (3.0 mol/L)(0.050 L) = 0.15 mol NaOH Anche le moli di NaOH nella soluzione finale dovranno essere 0.15 Volume della soluzione finale = mol / M Vf = 0.15 mol NaOH / 0.50 M = 0.30 L o 300 mL •V PROBLEMA: Si dispone di 50.0 mL di NaOH 3.0 M e si vuole preparare NaOH 0.50 M. Che cosa si deve fare? Conclusione: H2 O diluizione Aggiungere 250 mL di acqua a 50.0 mL di NaOH 3.0 M per preparare 300 mL di NaOH 3.0 M NaOH 0.50 M NaOH 0.50 M. Concentrated 0,15 moli Dilute 35 36 Preparare Soluzioni per Diluizione Una semplice regola da ricordare Ciniziale • Viniziale = Cfinale • Vfinale moli = moli pH, una Scala di Concentrazione pH: un modo di esprimere la concentrazione degli ioni H+ in soluzione. pH = – log [H+] Basso pH: elevata [H+]! Elevato pH: bassa [H+]! Soluzione acida Neutra Soluzione basica pH < 7 pH = 7 pH > 7 37 [H+] e pH Conoscendo [H+] possiamo calcolare il pH: Se [H+] di una soluzione è 1.6 x 10–3 M, allora pH= – log (1.6 x 10–3) pH = – (–2.80) pH = 2.80 38 Noto il pH calcolare la [H+]: Se il pH della Coca Cola è 3.12, calcolare [H+] Poichè pH = - log [H+] allora si calcola l antilog e si ottiene + [H ] = –pH 10 [H+] = 10–3.12 = 7.6 x 10-4 M 39 Il pH dell acqua 40 In una soluzione neutra, [H+] = [OH-] = 1.00 x 10-7 M a 25 oC pH = – log [H+] = –log(1.00 x 10-7) = – (–7) = 7 pOH = – log [OH-] = –-log (1.00 x 10-7)= – (– 7) = 7 [H+] x [OH-] = 1.00 x 10-14 a 25 oC pH + pOH = 14 STECHIOMETRIA delle SOLUZIONI Lo zinco reagisce con gli acidi per produrre H2 gassoso. Calcolare il volume di HCl 2.5 M necessario per far reagire 10,0 g di Zn completamente? Stadio 1: Scrivere l’ equazione bilanciata Zn(s) + 2 HCl(aq) --> ZnCl2(aq) + H2(g) Stadio 2: Calcolare la quantità di Zn espressa in moli 1.00 mol Zn 10.0 g Zn • = 0.153 mol Zn 65.39 g Zn 41 42 Stadio 3: Determinare le moli di HCl necessarie impiegando il fattore stechiometrico 2 mol HCl 0.153 mol Zn • = 0.306 mol HCl 1 mol Zn Stadio 4: Calcolare il volume di HCl necessario 1.00 L 0.306 mol HCl • = 0.122 L HCl 2.50 mol M = n. moli / V(L) n. moli / M = V (L) Conversione da %(p/p) a M 43 Le soluzioni di acido cloridrico commerciali al 36% (p/p) hanno densità 1,18 g/mL. Determinare la M della soluzione Considerazioni: d = 1,18 g/ mL significa che 1 L di soluzione pesa 1180 grammi. Di questi 1180 g solo 0,36 x 1180 = 424,8 g sono dovuti all’ HCl. Calcoliamo le moli di HCl: 424,8 g / 36,4 (g/mol) = 11,7 mol. Queste moli sono contenute in 1L per cui: M = 11,7mol / 1,0 L = 11,7 %( p / p ) = massasoluto massasoluzione !100 36%(p/p) significa che ci sono 36 grammi di HCl in 100 grammi di soluzione
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