La chimica analitica risponde, occupandosi di determinare formule e strutture

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1 Domane e risposte della CHIMICA Dato un composto sconosciuto come determinarne la formula? La chimica analitica risponde, occupandosi di determinare formule e strutture ChimicaGenerale_lezione2 1

2 Determinazione delle formule dei composti DA COMPOSIZIONE PERCENTUALE FORMULE EMPIRICHE FORMULE MOLECOLARI DAI DATI DI MASSA DA SPETTROMETRIA DI MASSA ChimicaGenerale_lezione2 2

3 Composizione percentuale Un composto puro è formato sempre dagli stessi elementi combinati nello stesso rapporto di massa. ChimicaGenerale_lezione2 3

4 Composizione % Si può esprimere come: n atomi per molecola (formula) la massa di ciascun elemento per mole di composto la massa di ciascun elemento in rapporto alla massa totale del campione (% di massa) ChimicaGenerale_lezione2 4

5 Esempio numerico Abbiamo mol o g di NH 3. Questa massa è composta da g di N ( mol) e g di H ( mol). Calcoliamo il rapporto di massa di N e H rispetto alla massa totale Massa di N per mole di NH 3 : 1mol N x PA N /1mol NH3 = g N /1mol NH3 Massa % N in NH 3 : Massa di N in 1mol NH 3 /massa di 1 mol NH 3 = =(14.007g N /17.031g NH3 )x 100 = % Ovvero g di N in 100 g NH 3 ChimicaGenerale_lezione2 5

6 Formule empiriche e molecolari dalla composizione % Se conosciamo gli elementi presenti in un campione e la massa di ciascun elemento in una determinata quantità di campione possiamo ricavare la formula empirica del composto. ChimicaGenerale_lezione2 6

7 Strategia 1.Convertire composizione % in massa 2.Convertire la massa in moli 3.Trovare il rapporto molare 4.Dal rapporto molare si risale alla formula ChimicaGenerale_lezione2 7

8 Esempio: l' idrazina La composizione % di un campione di idrazina è: 87.42%N e 12.58%H. In 100g di idrazina avremo 87.42g di N e 12.58g di H. Le moli in 100g di campione saranno MoliN: g N / g/mol= mol N Moli H: g H / g/mol= mol H Rapporto molare dei componenti: mol H / mol N = = 2.00 mol H /1.00 mol N NH 2 formula empirica Per determinare la formula molecolare abbiamo bisogno di determinare sperimentalmente la massa molare per l'idrazina la massa molare è 32.0 g/mol, il doppio della massa di NH 2 la formula molecolare è N 2 H 4 ChimicaGenerale_lezione2 8

9 Determinazione della formula dai dati di massa In laboratorio si può: 1.Far reagire quantità note di elementi per ottenere una determinata quantità di prodotto 2.Decomporre una quantità nota di composto per ottenere frazioni di composizione nota ChimicaGenerale_lezione2 9

10 Esempio 1 Ga si combina con O e si ottiene ossido di gallio Ga x O y. Se facciamo reagire 1.25g di Ga e otteniamo 1.68g di Ga x O y qual'è la formula del prodotto? 1.68g prodotto -1.25g Ga = 0.43 g O Moli Ga: Moli O: 1.25g Ga /(69.72 g/mol)= mol Ga 0.43g O /(16.0 g/mol)= mol O Moli O/moli Ga : mol O / mol Ga =1.5/1.0 Ovvero 3 moli O e 2 moli Ga la formula è Ga 2 O 3 ChimicaGenerale_lezione2 10

11 Esempio 2 Ni x (CO) y (l) x Ni(s) + y CO(g) Le masse dei prodotti di decomposizione, Ni(s) e CO(g), possono essere misurate e convertite in moli: il rapporto risulta essere 1:4 e consente di ricavare la formula del composto Ni(CO) 4 (l) Ni(s) + 4 CO(g) ChimicaGenerale_lezione2 11

12 La Stechiometria La stechiometria di una reazione chimica relaziona le masse di reagenti e prodotti tenendo conto della legge di conservazione della massa. ChimicaGenerale_lezione4 12

13 Tabella delle quantità Equazione: P 4 (s) + 6Cl 2 (g) 4PCl 3 (l) Quantità iniziale (mol) Variazione (mol) Quantità finale (mol) ChimicaGenerale_lezione4 13

14 Se invece di 1 mole ne avessimo di P 4 (1.24g) serviranno sempre sempre un numero di moli di Cl 2 6 volte maggiore, e si otterrebbero moli di PCl 3 (5.49g) L'unica condizione da rispettare è che le moli di Cl 2 siano 6 volte le moli di P 4 ChimicaGenerale_lezione4 14

15 Suggerimenti GRAMMI REAGENTE A GRAMMI PRODOTTO B X 1 mola/ga X gb/molb MOLI REAGENTE A MOLI PRODOTTO B X (xmol prodottob/y mol reagente A) ChimicaGenerale_lezione4 15

16 - Qual'è la massa di Cl 2 necessaria per reagire completamente con 1.45 g di fosforo? - Quale massa di PCl 3 si ottiene? 1.Scrivere equazione bilanciata P 4 (s)+6 Cl 2 (g) 4 PCl 3 (l) 2.Calcolare le moli dalle masse da moli P 4 calcoliamo massa P g / 123.9g/mol= mol P 4 3.Usare il fattore stechiometrico dall'eq. Bilanciata sappiamo che servono 6 volte le moli di P mol X 6= mol Cl 2 richieste 4. Calcolare le masse dalle moli mol x g/mol = 4.98 g Cl 2 ChimicaGenerale_lezione4 16

17 - Quale massa di PCl 3 si ottiene? Sfrutto la legge di conservazione delle masse 1.Dalla precedente parte sappiamo che le masse dei reagenti sono 1.45g P 4 (s) e 4.98g di Cl 2 (g), quindi un totale di 6.43g 2.per la legge di conservazione delle masse avremo 6.43g di prodotto PCl 3 (l) Si può sfruttare anche il coefficiente stechiometrico 3.Si calcolano le moli di prodotto mol P 4 x 4= mol PCl 3 4.Si convertono le moli in massa mol x g/mol = 6.43 g PCl 3 ChimicaGenerale_lezione4 17

18 Reagente limitante REAGENTE LA CUI QUANTITA' DETERMINA O LIMITA LA QUANTITA' DI PRODOTTO CHE SI FORMA ChimicaGenerale_lezione4 18

19 Esempio 1 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) 4 NO(g) + 6 H 2 O(l) Se miscele uguali quantità di reagenti (750.0g di ciascuno) in questa miscela abbiamo il corretto rapporto stechiometrico o uno dei reagenti è in difetto? Quanto NO si formerà se la reazione va a completamento? E quanto del componente in eccesso avrò dopo che si è formata la massima quantità di NO? ChimicaGenerale_lezione4 19

20 Trovare le moli dei reagenti e capire chi è il reagente limitante 750.0g NH 3 /17.03 g/mol = 44.0 mol NH g O 2 / g/mol = 23.4 mol O 2 Per capire chi è il reagente limitante esaminare se il rapporto tra moli rispetta il rapporto stechiometrico dei reagenti dell'eq. bilanciata da Da eq.bilanciata: 5/4= molo 2 /1molNH 3 Da rapp.moli 23.4/44.0=0.532mol O 2 /1 mol NH 3 L'ossigeno è il reagente limitante! ChimicaGenerale_lezione4 20

21 Calcolare la massa del prodotto Una volta trovato il reagente limitante si può calcolare la massa del prodotto atteso sulla base del dei loro coefficienti stechiometrici mol O 2 x (4/5) x PM NO = 23.4 x (4/5) x = 562 g NO ChimicaGenerale_lezione4 21

22 Calcolare la massa del reagente in eccesso In questo esempio il reagente è l'ammoniaca. Calcoliamo quanta ne rimane dopo aver consumato tutto l'altro reagente, l'ossigeno. Le moli consumate: 23.4 mol O 2 x (4 mol NH 3 richieste/5 molo 2 ) = 18.8 molnh 3 richieste Moli disponibilii-moli richieste= moli in eccesso =25.2 mol NH 3 in eccesso 25.2.mol NH 3 x g/mol= 429 g NH 3 in eccesso ChimicaGenerale_lezione4 22

23 Tabella delle quantità Equazione 4 NH 3 (g)+5 O 2 (g) 4 NO(g)+6 H 2 O(l) Quantità iniziale(mol) Variazione (mol) -(4/5) (23.4) - (23.4) +(4/5) (23.4) +(6/5) (23.4) A fine reazione (mol) ChimicaGenerale_lezione4 23

24 Esempio 2 CO(g) +2 H 2 (g) CH 3 OH(l) se faccio reagire una miscela di 356g CO e 65.0g H 2 Quale è il reagente limitante? Che massa di metanolo viene prodotta? Che massa del reagente in eccesso rimane? ChimicaGenerale_lezione4 24

25 CO(g) +2 H 2 (g) CH 3 OH(l) 356gCO / 28.01g/mol= 12.7 mol CO 65.0gH 2 / g/mol= 32.2.mol H 2 Rapporto moli 32.2/12.7=2.54 mol H 2 /1molCO Rapp. stech. 2H 2 :1CO CO è reagente limitante! 12.7 mol CO x(1mol CH 3 OH formato/1mol CO disponibile) x g/molch 3 OH=407 g CH 3 OH reagente in eccesso: 12.7 mol COx ( 2molH 2 /1molCO) = 25.4 mol H 2 necess = 6.8 mol H 2 o 14g di H 2 ChimicaGenerale_lezione4 25

26 Tabella delle quantità Equazione CO(g) +2 H 2 (g) CH 3 OH(l) Quantità iniziale(mol) Variazione (mol) x( -12.7) A fine reazione (mol) ChimicaGenerale_lezione4 26

27 Resa percentuale RESA %= (RESA EFFETTIVA/RESA TEORICA) X 100 ChimicaGenerale_lezione4 27

28 Analisi Quantitativa di una miscela Si fa reagire sostanza presente in quantità incognita con quantità nota di un'altra; conoscendo stechiometria reazione si risale alla quantità incognita Si trasforma un materiale di composizione incognita in una o + sostanza a composizione nota e se ne determinano le moli relative e poi si risale a quella del composto iniziale ChimicaGenerale_lezione4 28

29 I tipo Determinazione quantitativa dell' acido acetico in aceto CH 3 CO 2 H(aq)+NaOH(aq) CH 3 CO 2 Na(aq)+H 2 O(l) Si valuta il numero di moli esatto di NaOH impiegati nella reazione e si calcola in numero di moli di acido presenti ChimicaGenerale_lezione4 29

30 II tipo Analisi della thenardite (è soprattutto Na 2 SO 4 ) macinarne quantità nota e lavarlo in acqua per solubilizzare Na 2 SO 4 Tratto la soluzione con BaCl 2 e precipito il solfato di bario Na 2 SO 4 (aq) + BaCl 2 (aq) BaSO 4 (s)+ 2NaCl(aq) Lo raccolgo su filtro asciugo e peso, dalle moli di BaSO 4 risalgo a quelle di Na 2 SO 4 ChimicaGenerale_lezione4 30

31 Determinare la formula di un composto dai suoi prodotti di combustione La formula empirica di un composto si può ricavare dalla sua composizione % Un metodo per ottenere questi dati è l'analisi per combustione In questa tecnica ogni elemento del composto (che brucia completamente con O 2 ) si combina con l'ossigeno per dare l'ossido appropriato ChimicaGenerale_lezione4 31

32 CH 4 (g)+2o 2 (g) CO 2 (g)+2h 2 O(l) Bruciando metano in presenza di ossigeno ottengo biossido di carbonio (anidride carbonica) e acqua Le separo e ne determino le masse Da queste masse calcolo le moli di C e H in CO 2 e in H 2 O Risalgo poi al loro rapporto nel campione originale: formula empirica! ChimicaGenerale_lezione4 32

33 CH 4 (g)+2o 2 (g) CO 2 (g)+2h 2 O(l) C x H y gh 2 O gco 2 Mol H 2 O Mol CO 2 2xmol H/1mol H 2 O mol H / mol C 1xmol C/1mol CO 2 ChimicaGenerale_lezione4 33

34 Misura delle concentrazioni di composti in soluzione la MOLARITA' MOLARITA' di x (c x ) = x moli di soluto(mol)/volume soluz.(l) Mette in relazione volume della soluzione, espressa in litri, con le moli della sostanza ChimicaGenerale_lezione4 34

35 N.B.! Si parla di numero di moli di soluto per litro si soluzione, non solvente! Per avere una concentrazione 1M devo sciogliere il soluto, prima in una piccolo volume di solvente, poi arrivare ad un volume totale della soluzione di 1 litro. ChimicaGenerale_lezione4 35

36 esempio Si prepari 2.00L di soluzione 1.5 M di Na 2 CO 3 Quanto Na 2 CO 3 dobbiamo pesare? 2.00L x 1.5M = 3.00 mol Na 2 CO 3 Quindi 3.00x 106.0g/mol= 318 g Na 2 CO 3 ChimicaGenerale_lezione4 36

37 Il ph Si può pensare al ph come ad una scala di concentrazione di acidi e basi ph = -log[h 3 O + ] ChimicaGenerale_lezione4 37

38 Stechiometria delle reazioni in soluzione Grammi reagente A Grammi prodotto B moli reagente A moli prodotto B X Cmolarità A x(moli B/moli A) X(1/ Cmolarità A) volume reagente A volume prodotto B ChimicaGenerale_lezione4 38

39 Zn(s) + 2 HCl(aq) 2ZnCl 2 (aq)+ H 2 (g) Che volume, in ml, di HCl 2.50M è necessario per far reagire completamente 11.8 g di Zn? 11.8gZn/ g/mol= mol Zn x (2mol HCl/1molZn)= mol HCl necess mol HCl x (1.00Lsoluz/2.50molHCl)= L HCl = 144 ml HCl ChimicaGenerale_lezione4 39

40 Titolazioni acido -base ChimicaGenerale_lezione4 40

41 Esempio Un campione impuro di acido ossalico del peso di 1.034g viene sciolto in acqua e si aggiungono poche gocce di indicatore. Per raggiungere il punto di equivalenza sono necessari ml di soluzione acquosa di soda M. Qual'è la massa di acido ossalico nel campione e le sua % in peso? ChimicaGenerale_lezione4 41

42 H 2 C 2 O 4 (aq)+naoh(aq) Na 2 C 2 O 4 (aq)+2h 2 O(l) Moli NaOH: C NaOH x V NaOH = mol/l x L= mol NaOH Moli acido ossalico e massa mol NaOH x (1 mol H 2 C 2 O 4 /2 mol NaOH)= mol H 2 C 2 O mol H 2 C 2 O 4 x g/mol= 0.753g H 2 C 2 O 4 quindi 0.753g H 2 C 2 O 4 /1.034g campione x 100 = 72.8% di H 2 C 2 O 4 ChimicaGenerale_lezione4 42

43 Spettrofotometria La spettrofotometria consente di mettere in relazione la luce assorbita da un campione con la sua concentrazione Poiché ogni sostanza assorbe o trasmette solo determinate lunghezze d'onda dell'energia radiante ciò consente analisi sia di tipo qualitativo che quantitativo ChimicaGenerale_lezione4 43

44 Schema di una spettrofotometro di assorbimento ChimicaGenerale_lezione4 44

45 Trasmittanza e Assorbanza La trasmittanza è il rapporto tra intensità di luce trasmessa e intensità di luce incidente T=P/P o L' Assorbanza è il logaritmo negativo della trasmittanza A= -log T = -log(p/p o ) ChimicaGenerale_lezione4 45

46 a) La soluzione + concentrata assorbe di+ e appare + colorata b) La quantità di luce assorbita dipende dal cammino ottico: stesse conc appaiono diverse se hanno diversi cammini ottici ChimicaGenerale_lezione4 46

47 L'Assorbanza di un campione aumenta all'aumentare della sua concentrazione L'Assorbanza di un campione cresce con il crescere del cammino ottico (percorso che compie la luce nel campione) ChimicaGenerale_lezione4 47

48 La legge di Lambert Beer A cammino ottico (l) x concentrazione (c) A= ε x l x c ChimicaGenerale_lezione4 48