Chimica generale. Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari per la ristorazione - Viticoltura ed enologia - Tecnologie agroalimentari PARTE 2-2

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1 Chimica generale Corsi di laurea in - Tecnologie alimentari per la ristorazione - Viticoltura ed enologia - Tecnologie agroalimentari PARTE 2-2 1

2 Molecole, moli, equazioni chimiche, bilanciamento delle reazioni 2

3 Stechiometria = etimologicamente misura dell elemento Parte della chimica che si occupa dei rapporti quantitativi fra elementi nei composti e nelle reazioni chimiche 1-Massa molecolare La massa molecolare (peso molecolare) si esprime in unità di massa atomica (dodicesima parte dell atomo di C).. La massa molecolare è la somma delle masse degli atomi: Massa molecolare dell acqua: H 2 = 2x x 16.0 = 18.0 u 3

4 2- Massa molare Una mole di una sostanza = la quantità in grammi della sostanza pari alla sua massa molecolare Se una molecola di un composto pesa x u, una mole dello stesso composto pesa x g Una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogrado di molecole Una mole = N molecole N = 6.023x10 23 Per i composti atomici, si usano i termini grammo atomo o mole di atomo Un grammo atomo = N atomi Per i composti ionici si dovrebbe usare il termine grammo formula = quantità di sostanza che, espressa in g è uguale alla sua massa formula. esempio: massa dell unità NaCl in una strutture cristallini tridimensionali). La massa di una mole è definita massa molare. La sua unità di misura è g/mol. Esempio: una mole di acqua pesa 18.0 g La massa molare dell acqua è 18.0g/mol. 4

5 3- Composizione percentuale dei composti = quantità in grammi degli elementi presenti in 100g di una sostanza Esempio: composizione percentuale di KN 3 Una mole di KN3 contiene 1 mole di atomo (1 grammo atomo) di K = 39.1g 1 mole di atomo (1 grammo atomo) di N = 14.0 g 3 moli di atomo di (3 grammi atomo) = 3 x 16.0 = 48.0g Una mole di KN 3 pesa: x 16.0 = 101.1g % in peso dei vari elementi nel nitrato di potassio: K N x : 100 = 39.1 : 101.1= 38.7 % in peso x : 100 = 14.0 : = 13.9 % in peso x : 100 = 48.0 : 101.1= 47.5 % in peso 5

6 4- Equazione chimiche Reazione chimica: Reagenti prodotti A + B C + D reazione avviene da sinistra a destra A + B C + D reazione avviene nei due versi = reazione reversibile A, B, C,D = formule 5- Bilanciamento delle reazioni L equazione deve tenere conto anche dell aspetto quantitativo di una reazione: Principio di conservazione della massa (Legge di Lavoisier, 1774): la massa delle sostanze che si formano in seguito ad una reazione chimica (prodotti) è la stessa della massa delle sostanze che partecipano alla reazione (reagenti). 6

7 Per soddisfare il principio di conservazione della massa, si usano i coefficienti stechiometrici posti davanti alle formule. aa + bb cc + dd Il numero totale degli atomi degli elementi presenti nei reagenti = Il numero totale degli atomi degli elementi presenti nei prodotti Reazioni -Di ossido-riduzione: comportano un trasferimento di elettroni da un composto ad un altro e quindi il numero di ossidazione di alcuni atomi cambia -Non di ossido-riduzione: lo stato di ossidazione degli atomi non cambia 7

8 5-1 Bilanciamento delle reazioni non di ossido-riduzione Si contano gli atomi presenti: S 2 H 2 S 3 2NaH S 4 Na 2 S 4 - Reazioni acido-base (di salificazione) sostanze a carattere acido + sostanze a carattere basico sale Idracidi ssoacidi ssidi acidi (anidridi) idrossidi ossidi basici basi protoniche HN 3 + NaH NaN 3 H 2 S 4 + Ca(H) 2 CaS 4 + 2H 2 2HCl + Ca CaCl 2 S 2 + Ba(H) 2 BaS 3 HCl + NH 3 NH 4 Cl 8

9 Reazioni di scambio Sale + acido sale + acido Na 2 C 3 + HCl NaCl C 3 Fe(S) + 2HCl FeCl 2 S Sale + base sale + base K 2 S 4 + Ba(H) 2 BaS 4 + KH Sale + sale sale + sale MgCl 2 + Na 2 S 2 NaCl + MgS 9

10 Reazioni in forma ionica Equazione molecolare HN 3 (aq) + NaH (aq) NaN 3 (aq) (l) Equazione ionica H N 3 + Na + + H - H + + H - H 2 Na + + N 3 - Equazione molecolare FeS (s) + 2HCl (aq) FeCl 2 (aq) S (g) Equazione ionica FeS(s) + H + + 2Cl - Fe Cl - S (g) Equazione ionica netta FeS (s) + H + Fe 2+ S (g) 10

11 5-2 Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione ssido-riduzione : reazione che avviene con trasferimento di elettroni: -l ossidante acquista elettroni si riduce il suo numero di ossidazione diminuisce -il riducente cede elettroni si ossida il suo numero di ossidazione aumenta Metodo basato sul numero di ossidazione -calcolare la variazione del numero di ossidazione dell elemento che si ossida. -calcolare la variazione del numero di ossidazione dell elemento che si riduce. -calcolare i coefficienti stechiometrici in modo che le variazioni del numero di ossidazione siano uguali -neutralità elettrica (ambiente acido o basico) -principio di conservazione della massa (con aggiunta di H 2 ) 11

12 BaS 4 + C BaS + C Variazione del n di ossidazione di C : da 0 a +2 = +2 Variazione del n di ossidazione di S: da 6 a -2 = -8 Si moltiplica per 4 il numero di atomi di C BaS 4 + 4C BaS + 4C Zn + HCl ZnCl 2 Variazione del n di ossidazione di Zn : da 0 a +2 = +2 Variazione del n di ossidazione di H: da +1 a 0 = -1 Si moltiplica per 2 il numero di atomi di H Zn + 2HCl ZnCl 2 12

13 5-2-2 Metodo basato sulle semi reazioni -semireazione di riduzione: ss + xe - prodotto ridotto -semireazione di ossidazione Rid prodotto ossidato + ye - La reazione è bilanciata quando x = y neutralità elettrica (ambiente acido o basico) principio di conservazione della massa (con aggiunta di H 2 ) 13

14 Esempi: BaS 4 + C BaS + C 6-2 BaS 4 + e - BaS BaS 4 + 8e - BaS 0 +2 C C + e - C C + 2e - 4C 4C + 8e - BaS 4 + 4C BaS + 4C 2- C 2 4 Cr 3+ + C 2 in ambiente acido e - 2Cr H 2 C 2 4 2C e - 3H 2 C 2 4 6C e H 2 C H + 2Cr C H 2 C H + 2Cr C 2 + 7H 2 14

15 6- Calcoli sulle quantità di sostanza che reagiscono nei processi chimici- rese delle reazioni Dalle equazioni chimiche bilanciate, è possibile calcolare la quantità di prodotti ottenibili da quantità note di sostanze di partenza Calcolare quanti g di idrogeno molecolare si formano da 10,0 g di Al e in presenza di un eccesso di HCl nella reazione Al + HCl H 2 + AlCl 3 2Al + 6HCl 3H 2 + 2AlCl 3 Moli Al in 10 g = 10,0/ 27,0 = 0,370 moli Essendo HCl in eccesso, Al è il fattore limitante Da 2 moli di Al se ne formano 3 di H2 x : 0,370 = 3 : 2 x = 0,555 moli H 2 Quantità di H2 in g: 0,555*2 = 1,11 g 15

16 Dalle equazioni chimiche bilanciate, è possibile calcolare la quantità di prodotti ottenibili da quantità note di sostanze di partenza. Esempio: Determinare la quantità in g di Cl 2 che può essere ottenuta da g di K 2 con eccesso di KCl ed acido secondo l equazione chimica: Cl - + H + Cl 2 + Cr e - 2Cr 3+ 2Cl - Cl2 + 2 e - (x3) 6Cl - 3Cl e Cl H + 3Cl 2 + 2Cr H 2 16

17 Determinare la quantità in g di Cl 2 che può essere ottenuta da g di K 2 con eccesso di KCl ed acido secondo l equazione chimica: Cl H + 3Cl 2 + 2Cr H 2 K 2 + 6KCl + 7H 2 S 4 3Cl 2 + (S 4 ) H2 + 4K 2 S 4 Massa molare di K 2 = g/mol In g di K 2 ci sono 30.64/ = moli 1 mole di K 2 producono 3 moli di Cl 2 Massa molare Cl 2 = g/mol 1 mole di K 2 produce 3x = g di Cl mole di K 2 producono x = g Cl2 17

18 C C (gas d acqua) Massima quantità di H 2 che si può ottenere da 989 g di C e 1.53 x 10 3 g di acqua 1 mole di C pesa 12.01g 989g C = 989/12.01 = moli 1 mole di H 2 pesa 18.00g 1.53 x 103 g H 2 = moli Non si possono ottenere più di moli H 2 = g 18

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