Corso di CHIMICA GENERALE ed INORGANICA Dott.ssa … chimica... · Corso di CHIMICA GENERALE ed...
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Corso di CHIMICACorso di CHIMICA GENERALE ed INORGANICAGENERALE ed INORGANICA
Corso di laurea in Biotecnologie Corso di laurea in Biotecnologie -- Interfacoltà Interfacoltà
Dott.ssa Daniela Maggioni
Dipartimento di Chimica Inorganica, Metallorganica e Analitica “L. Malatesta”
Via Venezian, 21 – Milano 1° piano Lato C
EEEE----mail:mail:mail:mail: [email protected]@[email protected]@unimi.it
Giorno e orario di ricevimento: su appuntamento
Sito: http://users.unmi.it/biotecnologie
Inoltre in preparazione su PIATTAFORMA ARIEL
(http://ariel.unimi.it/User/Default.aspx) su cui troverete:
�Programma dettagliato
�materiale didattico (slides, esercizi, etc.)
�Avvisi
�Date degli appelli di profitto…
Libri di testo
Chimica Generale
Whitten, Davis, Peck, Stanley
Edizioni Piccin
Stechiometria per la Chimica Generale
Michelin Lausarot, Vaglio
Edizioni Piccin
oppure
Chimica
Kotz, Treichel, Townsend
Edizioni EdiSES
Elementi di stechiometria
Giannoccaro,…
Edizioni EdiSES
Fondamenti ed esercizi di Chimica Generale ed Inorganica
Arnaldo Peloso, Francesco Demartin
Edizioni Progetto Padova
ORARIORARIO LEZIONI FRONTALI –CdL IN BIOTECNOLOGIE- PRIMO ANNO
LINEA 2 – COGNOMI F-O
potrebbe subire variazioni verificare il sito http://users.unimi.it/biotecnologie
Biologia generale 16.30-
17.30
Biologia generale 15.30-
16.30
(modulo)Fondamenti di Matematica
Chimica generale e inorganica
14.30-
15.30
(C.I.-modulo)Fondamenti di Matematica
Linea 2 Aula 301
Chimica generale e inorganica
13.30-
14.30
Biologia generale 12.30 -
13.15
Biologia generale Fondamenti di Matematica
Chimica generale e inorganica
informatica di base
11.30 -
12.30
Chimica generale e inorganica
(C.I.-modulo)Fondamenti di Matematica
Chimica generale e inorganica
Informatica di base(Corso integrato-modulo)
10.30 -
11.30
Chimica generale e inorganica
Biologia generaleBiologia generaleFondamenti di Matematica
9.30 -
10.30
Linea 2 Aula 301
Chimica generale e inorganica
Linea 2 Aula G24
Biologia generaleLinea 2 Aula G24
Biologia generaleLinea 2 Aula G24
Fondamenti di Matematica(Corso integrato-modulo)
8.30 - 9.30
VenerdìGiovedìMercoledìMartedìLunediLinea 2
Presentazione DEL corso
• LE LEZIONI NON SONO OBBLIGATORIE!
•Il corso consiste in 72 h di lezioni frontali che comprenderanno sia lezioni teoriche che esercitazioni di stechiometria.
• Si terrà un laboratorio lungo il semestre in quattro turni di 4 pomeriggi (16 h), in cui si svolgeranno alcune esperienze di base per familiarizzare con gli strumenti fondamentali del chimico e per mettere in pratica alcune tra le nozioni fornite nelle lezioni frontali.
• IL LABORATORIO è OBBLIGATORIO! (assenza giustificata SOLO con certificato medico). Sono esonerati dal laboratorio tutti coloro che provengono da una scuola media superiore in cui hanno svolto laboratori chimici (perito chimico, etc..): in questo caso sarà necessario autocertificare la propria formazione indicando il nome della scuola di provenienza.
• Il primo turno di laboratorio comincerà il 15/11/2010.
• Presentatevi in laboratorio (OBBLIGATORIO) con camice e tavola
periodica.
gruppo D20/1/2010Giovedi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo D18/1/2010Martedi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo D13/1/2010Giovedi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo D11/1/2010Martedi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo C20/12/2010Lunedi mattina 8.30-12.30
gruppo C17/12/2010Venerdi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo C14/12/2010Martedi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo C13/12/2010Lunedi mattina 8.30-12.30
gruppo B2/12/2010Giovedi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo B29/11/2010Lunedi mattina 8.30-12.30
gruppo B26/11/2010Venerdi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo B25/11/2010Giovedi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo A22/11/2010Lunedi mattina 8.30-12.30
gruppo A19/11/2010Venerdi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo A16/11/2010Martedi pomeriggio 14.00-18.00
gruppo A15/11/2010Lunedi mattina 8.30-12.30
Turno linea 2GiornoOrario
Turni di laboratorio
…Presentazione DEL corso
• Sono previste delle prove in itinere, ovvero 2 compitini. Le date vi saranno comunicate con pochi giorni di anticipo! Quindi studiateregolarmente. NB: VERRANNO PENALIZZATE ALL’ESAME FINALE LE PERSONE CHE SI PRESENTERANNO GRAVEMENTE IMPREPARATE AI COMPITINI.
• L’esame consiste in una prova scritta composta sia da esercizi di stechiometria (4 esercizi) che da domande teoriche aperte (3 domande).
•Solo se 2 esercizi stechiometrici su 4 risulteranno svolti correttamente verrà presa in considerazione dal docente la parte di risposte alle domande teoriche dell’elaborato. SCRIVETE IN ITALIANO CORRETTO, SOPRATTUTTO SE SIETE ITALIANI!
La parola stechiometria deriva dal greco “stoicheion”, che significa “1°principio o elemento” e “metron”, che significa “misura”.
La stechiometria descrive i rapporti quantitativi fra gli elementi nei composti (composizione stechiometrica) e fra le sostanze che partecipano a reazioni chimiche (stechiometria di reazione).
La chimica generale è fondamento per molte altre materie e si occupa delle trasformazioni della materia.
Un po’ di definizioni…
Cos’è la materia? È tutto, tutto ciò che non è vuoto è materia.La chimica generalmente si occupa delle trasformazioni di sostanze pure (molecole) in altre sostanze.
La materia è costituita di una certa massa. La massa è una misura della quantità di materia in una porzione di un qualsiasi materiale.
Cos’è la stechiometria
Cos’è l’energia? È definita come la capacità di compiere lavoro o di trasferire calore. Essa può essere classificata in energia cinetica (corpo in movimento) e potenziale (energia che un corpo possiede per la sua posizione, condizione o
composizione
� Es. CARBONE: possiede energia chimica, ovvero una forma di energia
potenziale)
Perché parlare di energia??
Perché tutti i processi CHIMICI sono accompagnati da variazioni energetiche!
Quando un processo ha luogo l’energia viene liberata nell’ambiente circostante di solito come calore e il processo è detto esotermico.
Ogni reazione di combustione è una reazione esotermica.
Esistono anche reazioni di trasformazioni endotermiche, ovvero che assorbono calore � es. Fusione del ghiaccio
LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MATERIA:
Durante una reazione chimica o una trasformazione fisica non si osserva
nessuna variazione della quantità di materia.
Classificazione della materia
La soluzione di sale da cucinaè una miscela omogenea chepuò essere separatafisicamente (acqua da NaCl)
La pirite che è una miscelaomogenea di Fe e S è un COMPOSTO (o sostanza pura) e non è Fisicamente possibileseparare questi elementi
Il bromo, in prossimità della temperatura ambiente, si può trovare in tutti e tre gli stati diaggregazione. Le sferette rappresentano gli atomi di bromo (Simbolo: Br).
Nel bromo allo stato elementare, due atomi di bromo si uniscono per dare una molecola di Br2
Solido: oggetto con forma propria e volume definito che cambia molto poco al variare di temperatura (T) e pressione (p).Liquido: sostanza che non ha forma propria e il suo volume è determinato dalcontenitore.Gassoso: sono dei fluidi che occupano tutto lo spazio del contenitore e ilvolume cambia enormemente al variare di T e p.
Teoria cinetica molecolare
La materia è formata da atomi, molecole o ioni, che sono in costantemovimento.
L’energia associata al movimento delle particelle (energia cinetica) fa si chesiano vinte le forze di attrazione fra le particelle.
Un solido quindi passa alla fase liquida quando la T del solido si innalza finoal punto in cui le particelle vibrano così tanto da sfuggire all’interazione con le particelle vicine
Fornendo calore ad un solido si ha una trasformazione di energia, daenergia termica fornita a energia cinetica una volta assorbita dalle particelle, che cominceranno a muoversi sempre più velocemente, fino ad uguagliare o a superare le forze di interazione tra particella e particella
UnaUnaUnaUna miscelamiscelamiscelamiscela omogeneaomogeneaomogeneaomogenea didididi sale sale sale sale dadadada cucinacucinacucinacucinascoltoscoltoscoltoscolto in in in in acquaacquaacquaacqua
Pirite: FeS2
Miscela eterogenea diFerro e Zolfo: Fe + S8
La tavola periodica
Teoria atomica di Dalton
1) Un elemento è formato da particelle molto piccole e indivisibili(effettivamente il termine ATOMO deriva dal greco e significa “non diviso”, “indivisibile”).
2) Tutti gli atomi di uno specifico elemento hanno proprietà identiche chesono differenti da quelle degli altri elementi.
3) Gli atomi non possono essere creati, distrutti o trasformati negli atomi diun altro elemento .
4) I composti si formano quando gli atomi di elementi diversi si combinanotra loro secondo rapporti che danno numeri piccoli ed interi.
5) Nello stesso composto gli atomi ed i loro rapporti relativi sono sempregli stessi.
Atomi e particelle
subatomiche
Atomo = mattone fondamentale per le molecole, costituito da nucleo ed elettroni.
� nucleo costituito da neutroni e protoni, carico positivamente
� elettrone, carico negativamente
Il nucleo è perciò la sede di quasi tutta la massa atomica.
Inoltre è neccessario sottolineare come l’atomo sia occupato solo in minima
parte dalle particelle atomiche che lo compongono, per la maggior parte è
vuoto.
Numero atomico, di massa e isotopi
Numero atomico Z = n° di protoni in un atomo
• In un atomo neutro n° protoni = n° elettroni
• Se Z > e−−−− allora si ha un catione, se Z < e−−−− allora si ha un anione (specie ioniche)
Un nuclide è un atomo che è caratterizzato da un certo Z e un certo numero di massa A
Il numero di massa A è la somma del numero di protoni (Z) e il numero di neutroni.
Si parla di isotopi quando si hanno due o più nuclidi che presentano stesso Z, ma diverso A
EA
Z
Nella tavola periodica gli elementi sono organizzati secondo numeri atomici crescenti e il numero atomico Z viene posto in alto sopra al simbolo dell’elemento.
Es.: 1 47 6 7 8
H Ag C N O
alla tavola periodica…
Proprietà della tavola periodica
Essa raggruppa nelle COLONNE elementi con caratteristiche di reattività chimiche simili traloro
GRUPPI
Essa raggruppa nelle RIGHE elementi con peso da sinistra a destra via via crescente
Sono numerati da 1 a 8 e ogni gruppo è seguito da una lettera: A o B
A sta ad indicare i gruppi PRINCIPALI
B sta ad indicare i gruppi degli ELEMENTI DI TRANSIZIONE
PERIODI
Metalli, non metalli e semiconduttori o metalloidi
http://www.ptable.com/
Cos’è una molecola?
E’ un insieme di elementi legati tra loro per formare unità o particelle molto piccole e distinte, a dare una specie libera e stabile in natura
Ad es. l’ossigeno a pressione e temperatura ambiente NON è
stabile come singolo atomo, e velocemente si combina a dare una molecola
BIATOMICA
Altri elementi esistono come specie non combinate con nessun altro elemento, ma in forma più complessa (molecole POLIATOMICHE)
Le molecole vengono raffigurate secondo diverse rappresentazioni:
Balls and Stick...
Space filling…
Sticks…
Formule chimiche
Esse rappresentano la composizione chimica:
Riportano il RAPPORTO tra gli atomi e ovviamente la natura degli atomi che compongono quella molecola o composto.
La formula può indicare:
• 1 solo atomo: la formula coincide con il simbolo dell’elemento
Es.: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Sono tutti elementi ma anche gas monoatomici
• Più atomi di un solo elemento: si indica con un pedice dopo il simbolo chimico.
Es.: O2 (ossigeno), S8 (zolfo), P4 (fosforo), O3 (ozono)
NB Alcuni elementi esistono in diverse forme
ossigeno – ozono
carbonio: diamante – grafite � più forme cristalline diverse
ALLOTROPI
o forme
ALLOTROPICHE
Diamante Grafite
Nanotubi di carbonioFullerene
• Composto: specie formata da due o più elementi, combinati chimicamente in proporzioni fisse
I composti si dividono poi in:
� Molecolari
� Composti ionici
� Metallici
Es. di composti molecolari:
COMPOSTI INORGANICI COMPOSTI ORGANICI
(composti senza legami C-H o C-C) (composti con legami C-H o C-C)
H2O acqua
H2O2 perossido di idrogeno CH4 metano
HCl acido cloridrico C4H10 butano
H2SO4 acido solforico C6H6 benzene
HNO3 acido nitrico CH3OH metanolo
CO monossido di carbonio CH3CH2OH etanolo
NH3 ammoniaca CH3COOH acido acetico
SO3 triossdo di zolfo CH3COCH3 acetone
CO2 anidride carbonica CH3CH2OCH2CH3 etere dietilico
SO2 biossido di zolfo
Vi sono gruppi di atomi che compaiono in moltissime molecole, che sono presenti legati tra loro sempre allo stesso modo � si parla di gruppi funzionali
Esempi: -OH gruppo idrossido
-COOH gruppo carbossilico
-CO gruppo carbonilico
-CH3 gruppo metilico
…….
Nella formula di una molecola in cui si ripetono tali gruppi di atomi, essi possono essere scritti tra parentesi tonde e indicato in pedice il numero di volte che si ripetono.
Esempio: C2H4(OH)2 glicole etilenico
Es. di composti ionici:
COMPOSTI INORGANICI
(composti senza legami C-H o C-C)
NaCl cloruro di sodio
Na2SO4 solfato di sodio
KCl cloruro di potassio
NaOH idrossido di sodio
LiI ioduro di litio
FeSO4 solfato ferroso
Fe2(SO4)3 solfato ferrico
Mg3(PO4)2 fosfato di magnesio
AgCl cloruro d’argento
NH4Br bromuro d’ammonio
CaF2 fluoruro di calcio
Nome e formule di alcuni anioni
F− fluoruro
Cl− cloruro
Br− bromuro
I− ioduro
H− idruro
O2− ossido
S2− solfuro
O22− perossido
O2− superossido
HCO3− idrogeno carbonato
HSO4− idrogeno solfato
OH− idrossido
CN− cianuro
NO3− nitrato
NO2− nitrito
SO42− solfato
SO32− solfito
PO43− fosfato
HPO42− idrogeno fosfato
H2PO4− diidrogeno fosfato
SiO44− silicato
CNO− cianato
SCN− tiocianato
ClO4− perclorato
ClO3− clorato
ClO2− clorito
ClO− ipoclorito
MnO4− permanganato
CrO4− cromato
Cr2O72− dicromato
Pesi atomici e unità di massa
atomicaPer l’impossibilità di poter pesare i singoli atomi si è deciso di considerare come PESO
ATOMICO di un atomo non il suo peso effettivo, bensì il rapporto tra il suo peso e il peso
di un atomo preso come riferimento. Per questo motivo il peso atomico è adimensionale.
Dopo svariati cambiamenti nel 1961 ci si accordò internazionalmente, assumendo come
unità di massa atomica (u) un’unità di massa uguale a 1/12 della massa dell’isotopo 12C del carbonio.
In questa nuova scala il peso atomico (relativo) del cabonio-12 viene così ad essere per
definizione 12.
Peso atomico = massa dell’atomo considerato / massa dell’atomo di riferimento
Unità di massa atomica (u) = 1/12 della massa dell’isotopo 12C
= 1 dalton = 1.66054·10-27 kg
Mole e numero di Avogadro
Def. di MOLE: La mole è la quantità di sostanza di un sistema composto di tante
entità elementari quanti sono gli atomi in 0.012 kg di Carbonio-12.
Gli atomi di 12C contenuti in 12 g di carbonio-12 sono pari al numero di Avogadro:
6.023 * 1023
� Perciò il numero di Avogadro è definito come mole
Esso rappresenta il numero di atomi in un campione di un certo elemento con una
massa in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica.
Es: in 12 g di 12C c’è un numero di avogadro di atomi di 12C
in 15.999 g di 16O c’è un numero di avogadro di atomi di 16O
in 1.008 g di 1H c’è un numero di avogadro di atomi di 1H
in 4.003 g di 2He c’è un numero di avogadro di atomi di 2He
ecc.
Il peso molare è il peso di una mole ed è espresso in g/moli
Se si tratta di atomi si parlerà di Peso Atomico (PA), se si tratta di molecole si parlerà di
Peso Molecolare (PM).
Una mole di…
Le moli di una certa sostanza sono calcolabili conoscendo la sua massa e il suo
peso molecolare:
)mol/g(
)g(
PM
massa)mol(n =
Es. Calcolare il peso molecolare di H2O, CaCl2 e di BaSO4
� PM H2O = (2 x 1.008) + 15.999 = 18.015
� PM CaCl2 = 40.08 + (2 x 35.45) = 110.98
� PM BaSO4= 137.3 + 32.07 + (4 x 15.999) = 233.366 → 233.4
Es. Calcolare le moli di H2O, CaCl2 e di BaSO4 contenuti in 4 g di ciascuno di essi:
�n (H2O) = 4 / 18.015 = 0.22204 mol
� n (CaCl2) = 4 / 110.98 = 0.036043 mol
� n (BaSO4) = 4 / 233.4 = 0.01714 mol
Il peso molecolare di una sostanza è dato dalla somma dei pesi atomici di tutti gli
elementi che compaiono nella formula assegnata, ciascuno moltiplicato per il pedice
che rappresenta il numero relativo dei suoi atomi presenti nella formula.
CBAcba PAcPAbPAaPMCBA ⋅+⋅+⋅=→
Unità di misura
Il sistema internazionale di unità dal 1964 si basa su sette unitàfondamentali da cui derivano tutte le altre unità di misura esistenti.
molmolequantità di sostanza
cdcandelaintensità luminosa
Kkelvintemperatura
Aamperecorrente elettrica
ssecondotempo
kgchilogrammomassa
mmetrolunghezza
SimboloNome dell’unitàProprietà fisica
I numeri ottenuti da misure
non sono mai ESATTI poiché ogni misura è a tutti gli effetti una stima, ovvero èaffetta da errore.
Cifre significative
La misura può essere:
• accurata � indica quanto la misura sia vicina al valore corretto.
• precisa � indica quanto le singole misure siano in accordo tra loro.
Le misure possono risultare molto precise ma poco accurate � presenza di qualche errore sistematico.
Difficilmente misure accurate non sono anche precise. Se capita, vi è da parte dell’operatore l’introduzione di qualche errore casuale.
Concludendo, i numeri ottenuti da misure sono composti da cifre dette significative, che sono cifre ritenute esatte a meno dell’ultima cifra che è affetta da un certo grado di errore.
Es.: misura della lunghezza della cattedra
Regole sull’uso delle cifre significative
1) Le cifre diverse da ZERO sono SEMPRE significative.
22.589 g � 5 cifre significative
48 g � 2 cifre significative
2) Gli zeri sono solo alcune volte significativi.
• All’inizio di un numero NON sono MAI significativi.
[0.345 g (≡ 3.45·10-1)� 3 c.s. ; 0.0042 g (≡ 4.2·10-3) � 2 c.s.]
• All’interno di un numero sono sempre significativi.
[3005 g � 4 c.s.]
• Gli zeri alla fine di un numero decimale sono sempre significativi.
[54.0 m (≡ 5.40·101)� 3 c.s. ; 370.0 g (≡ 3.700·102) � 4 c.s.]
• Gli zeri alla fine di un numero intero senza decimali, possono essere significativi
oppure no.
23400 km non vuol necessariamente dire che ho una misura a 5 cifre significative! Per
sapere quante cifre significative effettivamente ha questo numero, dovrei scriverlo in
notazione scientifica:
2.34 ·104 km � 3 c.s. e l’errore è di ±100 km
2.340 ·104 km � 4 c.s. e l’errore è di ±10 km
2.3400 ·104 km � 5 c.s. e l’errore è di ±1 km
3) Si considera che i numeri esatti, se riferiti a quantità definite, possiedono un
numero illimitato di cifre significative
4) Nelle addizioni e sottrazioni il numero di cifre significative nel risultato
dell’operazione dipenderà dal numero aggiunto o sottratto col minore numero
di cifre significative dopo la virgola.
43.24 + 2.567 = 45.807 � 45.81
256.2 + 8.62 = 264.82 � 264.8
NB. Arrotondo l’ultima cifra significativa senza cambiarne la cifra se il numero da
eliminare che la segue è un numero compreso tra 0 e 4 , mentre la aumento di
1 se il numero da eliminare che la segue è un numero compreso tra 5 e 9.
5) Nelle moltiplicazioni e divisioni il risultato non può contenere più cifre
significative del numero minimo di cifre significative usate nell’operazione.
22.67 x 3.49 = 79.1183 � 79.1
8867.1 : 0.559 = 15862.243292…� 1.59x104
Percentuali e composizione percentuale
100
100
100
100
⋅=
⋅=
⋅=
⋅=
campione del totale massa
D di massa)D%(
campione del totale massa
C di massa)C%(
campione del totale massa
B di massa)B%(
campione del totale massa
A di massa)A%(
esempio) (per D C, B, A, da formato composto un contenente campione
Dalla composizione percentuale può essere dedotta la formula elementare o
empirica o bruta. Questa formula indica i giusti rapporti tra gli elementi che compongono il composto, ma può non coincidere con la formula
molecolare.
Composti idrati
Se i composti ionici sono preparati in soluzione acquosa e poi isolati allo stato solido, spesso i cristalli contengolno molecole d’acqua intrappolate nel reticolo cristallino.
La formula molecolare è associata ad un certo numero di molecole d’ H2O
CoCl2 · 6H2O (cobalto cloruro esaidrato)
PM = PM CoCl2 + 6 · PM H2O = 273.9
% H2O = [(6 · PM H2O ) / PM ] · 100 = 45.45 %
La vernice che cambia colore con il tempo è il cloruro di cobalto
Che tempo segnano le statuine? sole, pioggia o variabile?
Densità: è il rapporto tra la massa e il volume della sostanza
Le unità di misura che solitamente vengono utilizzate sono:
g/mL (= g/cm3)
Densità di alcune sostanze:
21.4Platino
19.3Oro
13.5Mercurio
11.4Piombo
10.5Argento
8.96Rame
7.86Ferro
2.70Allumino
2.65Quarzo
2.16Cloruro di sodio
1.74Magnesio
1Acqua
0.00130Ossigeno
0.000082Idrogeno
Densità (g/mL)Sostanza
Purezza dei campioni
Genericamente un campione (anche di un reagente acquistato) non è mai puro al 100%.
I campioni di composti commerciali riportano sull’etichetta il grado di purezza in forma percentuale.
Nei conti stechiometrici dovremo tenere conto del grado di purezza di un campione e quindi saper calcolare quanta massa e perciò quante moli di composto contiene realmente il nostro campione.
Calcolare la massa di NaOH e quella delle impurezze presenti in 45.2 g di NaOH
puro al 98.2%
g...
m
.
NaOH massa.
totale massa
NaOH massa%
NaOH
NaOH
444100
245298
100245
298
100
=⋅
=
⋅=
⋅=
NB. La purezza viene espressa come percentuale in peso
Esercizio 1
La miscela isotopica del magnesio è composta dai 3 isotopi: 24Mg (78.99%, PA=23.9850), 25Mg (10%, PA=24.9858), 26Mg (11.01%, PA=25.9826). Calcolare il peso atomico del
magnesio nella miscela isotopica naturale.
Esercizio 2
Il peso atomico dell’oro è 196.967 u.m.a.. Calcolare a) la massa media di un atomo di oro;
b) quanti atomi sono contenuti in 196.967 g di oro.
Esercizio 3
Un composto usato come combustibile nelle saldature, contiene solo carbonio e idrogeno.
La combustione di un suo campione in atmosfera di ossigeno produce 3.38 g di biossido
di carbonio e 0.690 g di acqua e nessun altro prodotto. Qual è la formula empirica (o
minima) del prodotto?
Esercizio 4
Dai limoni si isola un composto che si ritiene arrechi benefici alla salute e per questo
motivo viene studiato. La sua formula empirica è C5H4O2. Con misure spettrometriche di
massa si trova che la sua massa molare è circa 288 g/mol. Determinare la formula
molecolare del composto.
Esercizio 5
Calcolare la purezza di un campione (100 g) di NaCl contenente come impurezza 0.06754
moli di KI.
Esercizio 6
Calcolare la composizione percentuale in peso di nitrato di cobalto esaidrato Co(NO3)2
·6H2O
Esercizio 7
L’analisi percentuale di una sostanza ignota ha dato i seguenti risultati:
Fe 23.7%; S 20.4%; O 54.2%; H 1.7%
a) Ricavare la formula empirica della sostanza.
b) Ricavare la più semplice formula bruta sapendo che lo zolfo è presente solo come
componente dell’anione solfato SO42- e che l’idrogeno è presente solo come componente
dell’H2O (detta acqua di cristallizzazione).
Esercizio 8
L’analisi percentuale di una fenantrolina, ha dato i seguenti risultati: C 80.0%; H 4.45%; N
15.55%
a) Ricavare la formula empirica
b) Ricavare la formula molecolare bruta sapendo che il PM sperientale è risultato 180.21.
Esercizio 9
Determinare le percentuali di C, H e O presenti nella formula molecolare C3H6O.
Esercizio 10
Si vuole estrarre rame dalla malachite CuCO3 ·Cu(OH)2.Calcolare qianto rame è teoricamente
estraibile da 1.00 kg di malachite.
Esercizio 11
Calcolare la composizione in grammi di 1 l di soluzione di HCl al 28% in peso, sapendo che la
densità di tale soluzione è 1.14 g/ml.Qual è la massa di azzurrite Cu3 (CO3)2·(OH)2 che
contine 378 g di rame? E quale quella che contiene 378g di carbonio?
Esercizio 12
Qual è la massa di azzurrite Cu3 (CO3)2·(OH)2 che contine 378 g di rame? E quale quella che
contiene 378g di carbonio?
Le equazioni chimiche
Le equazioni chimiche descrivono le reazioni chimiche e indicano:
a) I reagenti, ovvero le sostanze che reagiscono.
b) I prodotti, ovvero le sostanze che si formano.
c) I rapporti ponderali delle sostanze che partecipano alla reazione per mezzo dei coefficienti stechiometrici.
Data una certa quantità di un reagente, si chiama quantità stechiometrica la quantitàdell’altro (o degli altri) reagenti richiesta appunto dalla stechiometria della reazione.
Le equazioni chimiche in modo succinto ci indicano che cosa si trasforma in
cosa, e quanto prodotto posso ottenere a partire da una certa quantità di
reagente/i.
Reagenti e prodotti vengono scritti a sinistra e a destra rispettivamente di una freccia o di una doppia freccia, a secondo del tipo di reazione.
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
N2 + 3 H2 2 NH3
Principio di Lavoisier: la legge della conservazione della materia deve essere rispettata: tanta materia ho a sinistra della freccia, tanta ne devo ritrovare a destra!
Le reazioni chimiche per avere senso quantitativo devono essere bilanciate:
bilanciare una reazione significa determinare i coefficienti
stechiometrici, che non necessariamente sono numeri interi.
L’equazione di reazione però non dice nulla sul fatto che i reagenti di
quell’equazione possano davvero trasformarsi effettivamente nei prodotti, in
che misura, in che condizioni e a che velocità….
Le reazioni possono essere:
1.quantitative: a fine reazione non si trovano più i reagenti ma solo i prodotti.
2.di equilibrio: reazioni che non giungono a completezza, ma si fermano in
una situazione di equilibrio tra la quantità formatasi di prodotti e la restante
quantità di reagenti.
Bilanciamento di una
reazione
C6H14 + 9.5 O2 6 CO2 + 7 H2O
(g)2 (s) (s)(s) SO Pb3 PbO2 PbS +→+
+→ (g) 2(l) ∆
(s) O2
1 Hg HgO
P4O10 (s) + 6 CaO 2 Ca3(PO4)2 (s)(s)
CaCl2 + Na3PO4 Ca3(PO4)2 + NaCl 2 63
Fe + O2 Fe2O32 3/2
Esercizi sui bilanciamenti…
L’equazione chimica esprime i seguenti concetti indifferentemente:1 molecola di metano reagisce con due molecole di ossigeno a dare una molecola
di anidride carbonica e due molecole d’acqua.…ma anche1 mole di metano reagisce con due moli di ossigeno a dare una mole di anidride carbonica e due moli d’acqua.…ovvero che 16 g di metano reagiscono con 64 g (2x32g) di ossigeno a dare 44 g di anidride carbonica e 36 g (2x18g) d’acqua.
Spesso si indica a pedice tra parentesi lo stato fisico di reagenti e prodotti.
P4 (s) + 6 Cl2 (g) 4 PCl3 (l)
Massa di reagente richiesto
Un’equazione chimica BILANCIATA può essere interpretata su base ponderale.
Moli della sostanza desiderata= (moli della sostanza data) x (rapporto molare)
Es.
1. Quale massa di ossigeno è richiesta per reagire completamente con 1.2 moli
di CH4?
2. Il fosforo P4 brucia in eccesso di O2 per formare il decaossido di tetrafosforo
P4O10. In questa reazione, quale massa di P4 reagisce con 1.5 moli di O2?
Altri esercizi…
Mescolare reagenti in quantità stechiometriche o in rapporti stechiometrici significa che il rapporto tra le moli dei reagenti è uguale al rapporto tra i coefficienti stechiometrici
Reagente limitante
Il reagente limitante è il reagente meno abbondante, quello cioè in difetto sulla base della equazione stechiometrica di una reazione. Esso stabilisce la quatità massima di prodotto che si può formare.
Se per fare della pasta all’uovo la ricetta prevede 100g di farina per ogni uovo,
MA poi in dispensa ho 6 uova ma soltanto 400 g di farina, quanta pasta all’uovo potrò ottenere??
Qual è in questo caso il reagente limitante??
LO STESSO PRINCIPIO VALE PER LE REAZIONI CHIMICHE!!
Data la quantità dei reagenti, per capire se i rapporti sono stechiometrici o se c’è un reagente limitante (e quale), si confronta il rapporto tra le moli e quelle fra i coefficienti stechiometrici
limitante agentel' è B e eccesso, in è A è se
limitante agentel' è A è se
ricostechiomet rapporto è Se
? b
a
n
n
cCbBaA
B
A
⇒>
⇒<
⇒=
>=<
→+
La resa teorica di una reazione è la quantità di prodotto che si otterrebbe dalla completa conversione del reagente limitante.
La resa effettiva di una reazione è la quantità effettivamente ottenuta.
100% ×⋅
⋅=
teoricamassa
effettivamassaresa
Resa di una reazione
)(3)(2)( 232 ssS SbIISb →+
Due moli di Sb (pari a 243.6 g) reagiscono esattamente con tre moli di I2 (pari a 761.4 g) formando due moli di SbI3 (pari a 1005.0 g).
Ma se ho una perdita di prodotto e ne ottengo solo 900 g, la resa % sarà:
Resa % = (900/1005)·100 = 89.55%
Se invece di avere a disposizione 761.4 g di I2 ne avessi solo 500 g, e avessi una disposizione illimitata di Sb, allora in questa reazione I2 sarebbe
l’agente limitante, e la quantità massima di SbI3 sarebbe dipendente da I2.
Supponendo una resa % del 100% otterei soltanto
500 (g )/253.8 (g/mol) = 1.97 moli di I2
1.97 x 2/3 = 1.313 moli di SbI3
1.313 (mol) x 502.5 (g/mol) = 695.95 g di SbI3