Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola.

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1 Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola. La formula empirica e una formula in cui il rappporto tra gli atomi e il piu semplice possibil Acqua Ammoniaca Idrazina Formula empirica H 2 O NH 3 NH 2 Formula molecolare H 2 O NH 3 N 2 H 4 Formula di struttura H O H H N H H H H N N H H

2 Determinazione della formula empirica Un composto di azoto ed ossigeno contiene 0,483 g di N e 1,104 g di O. Quale è la formula empirica del composto? N O 0,483g 14,0g/mol 1,104g 16,0g/mol = = 0,0345mol 0,0690mol N 0,0345 O 0,0690? Per ottenere i numeri interi più piccoli delle moli degli elementi si divide ciascun numero di moli per il più piccolo tra quelli ottenuti prima 0,0345 N = 1,00 0,0345 La formula empirica è NO 2 0,0690 O = 2,00 0,0345 Si noti che non è possibile conoscere la formula molecolare che potrebbe essere: NO 2 N 2 O 4 N 3 O 6..

3 Un composto è costituito come segue: 17,5 % Na 39,7% Cr 42,8% O Quale è la sua formula empirica? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 17,5 g di Na, 39,7 g di Cr e 42,8 g di O Na 17,5g 23,0g/mol 39,7g 42,8g = 0,761mol Cr = 0,763mol O = 2,68mol 52,0g/mol 16,0g/mol più piccolo 0,761 Na = 1,00 0,761 2 = 2,00 0,763 Cr = 1,00 0,761 2 = 2,00 Na 2 Cr 2 O 7 2,68 O = 3,52 0,761 2 = 7,04

4 Il 2-desossiribosio, uno zucchero costituente il DNA, è costituito solo da carbonio, idrogeno e ossigeno. Un chimico vuole determinare la sua formula empirica per combustione ed ottiene una percentuale in massa di carbonio pari al 44,77% di C e pari al 7,52% di H. Quale è la formula empirica del 2-desossiribosio? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 44,77 g di C, 7,52 g di H e (100-44,77 44,77-7,52)=47,717,52)=47,71 g di O C 44,77g 12,01g/mol 7,52g 47,71g = 3,727mol H = 7,46mol O = 2,982mol 1,01g/mol 16,0g/mol più piccolo 3,727 C = 1,25 2,982 4 = 5,00 7,46 H = 2,50 2,982 4 = 10,0 C 5 H 10 O 4 2,982 O = 1, 00 2,982 4 = 4,00

5 FORMULA MOLECOLARE La formula molecolare di un composto è un multiplo della sua formula empirica Formula empirica NO 2 Formula molecolare NO 2 N 2 O 4 N 3 O 6 (NO 2 ) n Si ha ovviamente Peso molecolare = n peso formula empirica Se da altre misure è noto il peso molecolare si ha n= peso molecolare peso formula empirica

6 Ad esempio se nel problema del calcolo della formula empirica di NO 2 si conoscesse che il peso molecolare del composto vale 92,0 92,0 n = = 14, ,0 2,00 E quindi la formula molecolare è (NO 2 ) 2 cioè N 2 O 4

7 Reazioni chimiche Una reazione chimica è un processo durante il quale la materia si trasforma mediante una ridistribuzione degli atomi, che comporta la rottura di legami e la formazione di nuovi legami. C + O 2 CO 2 Talvolta, le trasformazioni sono evidenti se ad esempio alla reazione si accompagna sviluppo di gas, o cambiamento di colore, o formazione di precipitati. Altre volte, le trasformazioni avvengono in modo meno vistoso, come ad esempio nella rete complicata di processi che costituisce il nostro metabolismo.

8 Lavoisier e la legge di conservazione della massa Lavoisier ( ) riconobbe l importanza delle misurazioni accurate e fece una serie di esperimenti sulla combustione. All epoca si pensava che la combustione fosse dovuta ad una proprietà chiamata flogisto espulsa dal legno o dai metalli quando bruciavano. Lavoisier riscaldò dei metalli (stagno o piombo) in recipienti chiusi con quantità limitate di aria. La calce che si formava pesava di più del metallo originale, ma il peso dell intero recipiente era immutato. Analogamente bruciando la legna la cenere residua era più leggera del legno di partenza ma il peso del recipiente rimaneva lo stesso. La trasformazione del metallo (o della legna) non era conseguenza della perdita di flogisto ma dell acquisto di una parte di aria (ossigeno).

9 Legge di Conservazione di Massa: In una reazione chimica la massa totale si conserva (la somma delle masse dei reagenti e uguale alla somma delle masse dei prodotti) 2 g di Idrogeno + 16 g di Ossigeno = 18 g di Acqua

10 REAZIONI CHIMICHE Equazioni chimiche Una equazione chimica è la rappresentazione simbolica di una reazione chimica in termini di formule chimiche 2 Na + Cl 2 2 NaCl Reagente Prodotto Coefficiente stechiometrico In molti casi è utile indicare sli stati o le fasi delle sostanze ponendo appropriati simboli fra parentesi indicanti le fasi dopo le formule (g) = gas (l) = liquido (s) = solido (aq) = soluzione acquosa L'equazione precedente diventa così: 2Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s)

11 Si possono anche indicare in una equazione le condizioni in cui avviene la reazione. Se i reagenti sono stati riscaldati per iniziare una reazione si può indicare con il simbolo. Ad esempio: 2 NaNO 3 (s) 2NaNO 2 (s) + O 2 (g) Ci sono sostanze che agiscono come catalizzatori, sostanze che aumentano la velocità di reazione senza subire alcun cambiamento. In questo caso il catalizzatore si scrive sopra la freccia che indica la reazione Pt 2 H 2 O 2 (aq) 2H 2 O(l) + O 2 (g)

12 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 + O 2 2 NO 2 2 atomi N 2 atomi N 4 atomi O 4 atomi O OK!

13 Un equazione chimica va bilanciata scegliendo opportunamente i coefficienti stechiometrici C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O non bilanciata Procedimento per tentativi atomi di C atomi di H atomi di O 1 C 3 H 8 + O 2 3 CO 2 + H 2 O 1 C 3 H 8 + O 2 3 CO H 2 O 1 C 3 H O 2 3 CO H 2 O C 3 H O 2 3 CO H 2 O bilanciata

14 I coefficienti possono essere moltiplicati per una costante qualsiasi, ma in genere sono scelti in modo da essere i più piccoli numeri interi 4 Na + 2 Cl 2 4 NaCl si divide per due N.B.: - bilanciare prima gli atomi contenuti in una sola sostanza ai reagenti e ai prodotti - quando uno dei reagenti o dei prodotti esiste come elemento libero, bilanciare questo elemento per ultimo - attenzione al numero di atomi! Es.: in Fe 2 (SO 4 ) 3 ci sono 4x3=12 atomi di O

15 Stechiometria La stechiometria è il calcolo delle quantità dei reagenti e dei prodotti implicati in una reazione chimica. Essa si basa sull'equazione chimica e sulla relazione tra massa e moli. Esempio N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Tipici problemi della stechiometria sono: - Quanto idrogeno è necessario per produrre 100 Kg di NH 3? - Quanta NH 3 si ottiene da 100 Kg di N 2?

16 Per rispondere ai problemi precedenti è utile la seguente interpretazione della reazione N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 1 molecola N 2 3 molecole H 2 2 molecole NH molecole N molecole H molecole NH 3 N A molecole N 2 3 N A molecole H 2 2 N A molecole NH 3 1 mole N 2 3 moli H 2 2 moli NH 3 28,0 g N 2 3 x 2,02 g H 2 2 x 17 g NH 3 Si noti che una mole è un numero fisso (6,022 x ) di molecole (come dozzina )

17 N.B.: Sono possibili anche coefficienti stechiometrici frazionari, in questo caso però: 1/2 N 2 (g) + 3/2 H 2 (g) NH 3 (g) 1/2 mole N 2 3/2 moli H 2 1 mole NH 3 28,0/2 g N 2 3/2 x 2,02 g H 2 17 g NH 3 Ma non 1/2 molecola N 2 3/2 molecole H 2 1 molecola NH 3

18 Esempio N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Quale è la massa di idrogeno necessaria per produrre 907 Kg di ammoniaca? - prima di tutto si calcolano le moli di NH 3 9,07 10 g NH 5 3 n NH3= = 5,34 17,0g NH 3/molNH molnh 3 - dall'equazione chimica si deducono le moli di H 2 : per 2 moli di NH 3 ne servono 3 di H 2 3molH 4 2 n H2 = 5,34 10 molnh3 = 8,01 2molNH molh 2

19 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) I coefficienti dell'equazione chimica bilanciata danno i fattori di conversione tra le quantità chimiche consumate e prodotte. Conviene utilizzare i rapporti: 3mol H 2 2mol NH 3 2molNH 3molH Converte da moli di NH 3 a H 2 Converte da moli di H 2 a NH Controllando l'analisi dimensionale. - Infine si convertono la moli di H 2 in grammi di H 2 4 massa H2= 8,01 10 molh2 2,02 g H2 / molh2 = 1, g H 2

20 Riepilogando: bisogna passare necessariamente attraverso le moli, perché convertire direttamente tra le masse non è possibile. n A A +... n B B +... grammi PM A A n Moli A n B A moli B PM B

21 Esempio Data la reazione, Fe 2 O 3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO 2 (g) Calcolare quanti grammi di ferro si possono produrre da 1,00 Kg di ossido di ferro (III). Le moli di ossido di ferro (III) a disposizione sono: 3 1,00 10 g n 1Kg = 10 3 Fe2O3 = = 6,25 mol grammi 159,6g/mol Le moli di ferro sono dedotte dall equazione chimica: n Fe = 6,25 mol Fe 2 O 3 2molFe 1mol Fe 2O 3 Si calcolano infine i grammi di Fe: = 12,5 mol Fe Massa Fe = n Fe PA Fe = 12,5 mol 55,85 g/mol = 6,98x10 2 g

22 Problema: Quanti grammi di acqua vengono prodotti dalla reazione di 4,16 g di H 2 con un eccesso di ossigeno, in base alla seguente reazione? 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) Calcoliamo le moli di H 2 n H2 = 4,16g H2 2,02g H /molh 2 2 = 2,06molH 2 Trasformiamo le moli di H 2 in moli di H 2 O 2mol H2O nh2o = 2,06mol H2 = 2,06mol H2O 2mol H Calcoliamo i grammi di H 2 O massah2o= 2,06molH2O 18,02 g H2O/ molh2o= 37,1g H2O 2

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