Lezione 4. A.A. 2014

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
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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
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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
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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.
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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.
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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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