Isotopi e Pesi atomici

Transcript

1 Isotopi e Pesi atomici 1 H 1,0079 MASSA ATOMICA si distinguono tre tipi di idrogeno; essi differiscono per numero di massa (a) e non per il numero atomico (z) A=1 (massa= 1,007825) H 99,985 % Z=1 H A=2 Z=1 (massa= 2,014) 0,015% H A=3 (massa= 3,01605) trascurabile Z=1 Ogni elemento è caratterizzato dal numero di protoni (o numero atomico), con un protone, infatti è sempre idrogeno. Elementi con masse diverse ma dello stesso elemento sono definiti ISOTOPI. Vi sono tre definizioni di isotopi: 1) atomi dello stesso elemento con MASSE DIVERSE. 2) atomi dello stesso elemento con UGUALE NUMERO DI PROTONI E DIVERSO NUMERO DI NEUTRONI. 3) atomi dello stesso elemento con NUMERO ATOMICO UGUALE E DIVERSO NUMERO DI MASSA. Per calcolare la massa di un elemento si fa quindi la media ponderata delle masse dei vari isotopi. Massa atomica media: media ponderata delle masse dei vari isotopi (l'elemento presente in quantità maggiore deve contare di più). Esempio di media ponderata per l atomo di idrogeno: si moltiplica la massa per la sua percentuale in natura e si divide per cento. (99,985 x 1,007825)+( 0,15x2,0140) 100 = 1,0079 LauraCondorelli 2010 Pag. 1

2 PESI MOLECOLARI E MOLE Unità di massa atomica (UMA) o Dalton (D) Il dalton è definito come la dodicesima parte della massa dell atomo di carbonio12. Qualsiasi peso atomico è espresso in D. PESO MOLECOLARE = somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che compongono la molecola Pa= peso atomico ESEMPI CALCOLARE IL PESO MOLECOLARE DI : Ca 3 (PO 4 ) 2 PM= somma dei pesi atomici PM= (3 pa Ca + 2 pa P + 8 pa O) D = (30x40 + 2x31 + 8x16) D = ( ) D = 310 D CALCOLARE IL PESO MOLECOLARE DI : (NH 4 ) 2 SO 4 PM= (2pa N + 8pa H +1pa S + 4pa O) D = (2x14 + 8x1 +1x32 + 4x16) D = ( )D = 132 D CALCOLARE IL PESO MOLECOLARE DI : Pb(NO 3 ) 4 PM= (papb+4pa N +12pa O) D = (207,2+4x x16) D =(207, ) D = 455,2 D MOLE = la quantità di sostanza misurata in grammi e pari al peso molecolare In laboratorio i Dalton non sono misurabili perché sono troppo piccoli, quindi le sostanze vengono misurate in grammi. MISURARE LE QUANTITA' una mole = 80 g per trovare m devo moltiplicare il numero della mole per il peso mole. m= nmoli x Pmole LauraCondorelli 2010 Pag. 2

3 ESEMPIO calcolare la quantità (= massa) di Pb(SO 4 ) 2 in 1,8 moli m =? n moli = 1,8 m = p mole x N mole trovo il peso mole = pa Pb + 2pa S + 8 pa O D = (207,2 + 2x32 + 8x16) D = (207, ) D = 399,2 D peso mole = 399,2 g. m = 1,8 x 399,2 g = 718,56 g Numero di Avogadro La mole è una quantità pari al peso molecolare. I pesi sono espressi da numeri che contengono lo stesso numero di particelle. Ad esempio, se posseggo 3 g di palline rosse e ne compro 3 kg avrò 1000 palline rosse. Se una pallina verde pesa 5 g e ne compro 5 kg avrò sempre 1000 palline verdi. UNA MOLE DI SOSTANZA QUALSIASI CONTIENE SEMPRE LO STESSO NUMERO DI MOLECOLE, ESSO E' ESPRESSO DAL NUMERO DI AVOGRADO CHE CORRISPONDE A 6,022x10²³. ESEMPIO p.m =peso di una molecola H 2 O CO 2 PbCO 3 18 D 44 D 267,2D pmole = 18 g 44 g 267,2 g CALCOLO DEL NUMERO DI MOLECOLE: si moltiplica il numero di molix n Avogardo CALCOLO DEL NUMERO DI ATOMI: si moltiplica il numero di molecole x n atomi di quel tipo presenti nella formula m= n moli x Pmole nmolecole= nmoli. n Avogadro (6, ) natomi in X 2 A 3 B 5 nx= nmolecole 2 na= nmolecole 3 nb= nmolecole 5 LauraCondorelli 2010 Pag. 3

4 ES: calcolare il numero di molecole e il numero di atomi di Sn, B, O presenti in 15g di Sn 3 (BO 3 ) 2 pm= 3pa Sn + 2pa B + 6pa O = (3x118,71 + 2x10,81 + 6x16) D = (356,1+ 21, ) D = D pmole = g n= m/pmole = 15 g/473,75g = 3,17 x10 2 n di molecole = n di moli x n di Avogadro N di molecole = (3,17 x 10 2 ) x (6,022x10²³) = 1,91 x 10 ²² Calcolare gli atomi natomi Sn = numero molecole x 3= 5,73 x10²² natomi B = numero molecole x 2= 3,82 x10²² natomi O = numero molecole x 6=11,5 x10²³= 1,15x10 24 CALCOLI DI COMPOSIZIONE PERCENTUALE La percentuale di ogni elemento in un composto X 2 A 3 B 5 come si calcola con la seguente operazione %X= 100 Calcolare la percentuale di Pb, N, O in Pb(NO 3 ) 4. PM Pb(NO 3 ) 4 = PA Pb + 4 PA N + 12 PA O = 455,2 D % Pb = PA Pb / PM Pb(NO 3 ) 4 x 100 = 207,2 D / 455,2 D x 100 = 45,52 % % N = 4 PA N / PM x 100 = 56 D / 455,2 D x 100 = 12,30 % % O = 12 PA O / PM x 100 = 192 D / 455,2 D x 100 = 42,18 % Somma delle percentuali: 100 % (il calcolo è giusto!) LauraCondorelli 2010 Pag. 4

5 Calcolo della Formula Empirica o Minima La formula minima esprime il rapporto tra i diversi atomi a) 21,8% Mg 27,9% P 50,3% O si prende un'ipotetica massa di 100g e si trasformano le percentuali in grammi. Esse saranno la massa degli atomi Su 100 g n = m/pmole n / nminmoli Rapporto di numeri interi Mg 21,8g 21,8g / 24,3g = 0,897 0,897 / 0,897 = 1 2 P 27,9g 27,9g / 31g = 0,9 0,9 / 0,897 = 1 2 O 50,3g 50,3g / 16g = 3,14 3,14 / 0,897 = 3,5 7 m di Mg = 21,8g m di P = 27,9g m di O = 50,3g poi si calcola il n di moli n = m/pmole = 21,8g / 24,3g = 0,897 n = m/pmole = 27,9g / 31g = 0,9 n = m/pmole = 50,3g / 16g = 3,14 poiché la formula minima esprime il rapporto all'interno di una molecola tra numero di atomi di un tipo e dell'altro per trovare la formula minima bisogna dividere il n di moli per il n di moli più basso tra quelli trovati n / nmoli = 0,897 / 0,897 = 1 n / nmoli = 0,9 / 0,897 = 1 n / nmoli = 3,14 / 0,897 = 3,5 nelle formule i numeri decimali non si possono mettere,quindi, se dalla divisione del n di moli e del n di moli minimo vengono fuori dei numeri decimali bisogna moltiplicare il risultato per un qualsiasi numero intero che lo faccia diventare a sua volta intero. Fminima = n / nmoli = 0,897 / 0,897 = 1*2 = 2 Fminima = n / nmoli = 0,9 / 0,897 = 1*2 = 2 Fminima = n / nmoli = 3,14 / 0,897 = 3,5*2 = 7 quindi avremo così la seguente formula minima: Mg 2 P 2 O 7 LauraCondorelli 2010 Pag. 5

6 Formula Molecolare La formula molecolare esprime l'esatto n di atomi all'interno di una molecola e non solo il rapporto. Pertanto per calcolarla è necessario un dato in più, ovvero il peso molecolare. Ad esempio le 2 molecole C 6 H 12 O 6 e CH 2 O esprimono lo stesso rapporto tra numero di atomi (infatti 6:12:6= 1:2:1), ma non possiedono lo stesso peso molecolare Formula molecolare C 6 H 12 O 6 Formula minima CH 2 O Esercizio C 6 H 12 O 6 per trovare la formula molecolare prima devo calcolare il peso mole della formula data PM = 6PAC + 12PAH + 6PAO = (12*6) + (12*1) + (16*6) = 180D poi calcolare il peso molecolare della formula minima. Chiaramente bisogna trovare la formula minima prima di calcolare il peso molecolare Formula minima trovata = CH 2 O calcolo il peso della formula minima PMFminima= PAC + 2PAH + PAO = 12 + (1*2) + 16 = 30D dopo dividere il peso molecolare della molecola con il peso molecolare della formula minima PM / PMFminima = 180D / 30D = 6 infine moltiplicare la formula minima per il numero appena trovato. Quella è la formula molecolare: C 6 H 12 O 6 LauraCondorelli 2010 Pag. 6

7 STRUTTURA DI UNA REAZIONE CHIMICA In generale possiamo dire che una reazione chimica è strutturata nella maniera seguente: ma + nb > pc + qd A e B sono i REAGENTI, ovvero gli elementi di partenza; C e D sono i PRODOTTI, ovvero ciò che otteniamo unendo i reagenti; m, n, p, q sono i COEFFICIENTI STECHIOMETRICI, che hanno la funzione di bilanciare la reazione chimica. Il bilanciamento è necessario poiché la materia non si crea, né si distrugge, ma solo si trasforma (legge di Lavoisier o di conservazione delle masse). Successivamente la legge verrà ampliata come conservazione del sistema massa energia. Massa ed energia, infatti, possono essere trasformate l una nell altra secondo l equazione di Einstein E=mc 2, dove E è l energia, m la massa e c la velocità della luce. Nelle normali reazioni chimiche comunque ciò non avviene e quindi si può tranquillamente applicare la sola legge di Lavoisier). I prodotti NON conservano le proprietà dei reagenti. Esempio: 2Na + Cl 2 > 2NaCl Reagenti: Il sodio (Na) può essere pericoloso e fuma (metallo tenero). Il cloro (Cl 2 ) è un decolorante (gas). Prodotti: Il cloruro di sodio o sale da cucina (NaCl) non conserva nessuna di queste proprietà. CLASSIFICAZIONE DELLE REAZIONI CHIMICHE Reazione di SINTESI: caratterizzata da due o più reagenti e un solo prodotto Esempio: N 2 + 3H 2 > 2NH 3 Reazione di DECOMPOSIZIONE: caratterizzata da un reagente e due o più prodotti; solitamente una molecola si rompe col calore (cracking). Esempio: CaCO 3 > CaO + CO 2 Reazione di OSSIDAZIONE o COMBUSTIONE: uno dei reagenti è l ossigeno Esempio: CH 4 + 2O 2 > CO 2 + 2H 2 O LauraCondorelli 2010 Pag. 7

8 Reazione di SCAMBIO Scambio Semplice Esempio: NaCl + Br 2 > 2NaBr + Cl 2 (scambio di Cl con Br nei prodotti rispetto ai reagenti) Doppio Scambio Esempio: NaCl + KBr > NaBr + KCl (vi è un doppio scambio dei prodotti rispetto ai reagenti) BILANCIAMENTO DI UNA REAZIONE CHIMICA. Una reazione chimica è detta BILANCIATA quando ogni elemento è presente nei reagenti e nei prodotti con lo stesso numero di atomi. Ciò è necessario per il PRINCIPIO DI CONSERVAZIONE DELLA MATERIA (legge di Lavoisier) secondo cui la materia non si crea e non si distrugge, ma si trasforma solamente. Per bilanciare una reazione chimica bisogna seguire questo ORDINE DI BILANCIAMENTO: metalli non metalli idrogeno ossigeno Esempio: KOH + H 3 PO 4 > K 3 PO 4 + H 2 O Per bilanciare questa reazione partiamo dal potassio (K) che è un metallo. Tra i reagenti è presente 1 atomo; tra i prodotti 3 atomi. Bisogna quindi aggiungere gli atomi che mancano ai reagenti. La nostra reazione diventerà così: 3KOH + H 3 PO 4 > K 3 PO 4 + H 2 O Il fosforo (P) è già bilanciato, per cui procediamo con l'idrogeno (H) che è presente tra i reagenti con 6 atomi, mentre tra i prodotti ce ne sono 2. Bilanciando otteniamo: 3KOH + H 3 PO 4 > K 3 PO 4 + 3H 2 O L'ossigeno (O) è presente con lo stesso numero di atomi sia tra i reagenti che tra i prodotti. La nostra reazione risulta ora bilanciata. LauraCondorelli 2010 Pag. 8

9 OSSIDORIDUZIONI Un elemento si OSSIDA quando perde uno o più elettroni, aumentando così il proprio numero d ossidazione. Al contrario, un elemento si RIDUCE quando acquista uno o più elettroni in questo caso il numero d ossidazione diminuisce. ESEMPIO: 4Na + O 2 2Na 2 O Il sodio (giallo=y) perde elettroni e l ossigeno (azzurro=z) li acquista. Il sodio si ossida (W) ed è detto riducente, l ossigeno si riduce (X) ed è detto ossidante REGOLE PER L ATTRIBUZIONE DEI NUMERI DI OSSIDAZIONE: 1. Un elemento non legato ha sempre un numero d ossidazione pari a 0. A loro volta anche tutte le molecole biatomiche (ossia quegli elementi uguali legati tra loro) hanno il numero d ossidazione pari a 0. Sono molecole biatomiche H 2,O 2,N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I L idrogeno ha quasi sempre numero d ossidazione pari a +1. (ECCETTO H 2 e gli idruri metallici come NaH, in cui ha numero di ossidazione = 1). 3. L ossigeno ha sempre numero d ossidazione pari a 2. ECCETTO la molecola O 2 e i perossidi (tipo Na 2 O 2 oppure CaO 2, in cui ha nox= 1). 4. La somma dei numeri d ossidazione di una molecola neutra è uguale a 0. esempio: la somma di H 3 BO 3 H= (+1)3=+3 ; O = (2)3 = 6 ; B = (di conseguenza)3 la somma di tutto è La somma dei numeri di uno ione poliatomico è uguale alla carica dello ione stesso. Esempio: SO 4 O = 2(4) = 8; S (di conseguenza) = +6 la somma = 2 LauraCondorelli 2010 Pag. 9

10 6. Gli elementi compresi nel gruppo 1 A della tavola periodica hanno sempre numero d ossidazione pari a +1. se non sono legati facciamo riferimento alla regola numero 1. Esempio: Na 2 Cr 2 O 7 2Na = +1(2) ; 2Cr =+ 6(2) ; 7O = 2(7) la somma è pari a Gli elementi compresi nel gruppo 2 A della tavola periodica, se sono legati, hanno numero d ossidazione pari a 2. esempio: CaO Ca = +2 ; O = 2 la somma è pari a 0 8. Gli alogenuri sono elementi del gruppo 7 A della tavola periodica tutti questi hanno numero d ossidazione pari a 1 (quando non c è l ossigeno). esempio: PbCl 4 Pb = +4 ; 4Cl = 1(4) la somma è pari a 0 9. gli elementi del gruppo 6 A della tavola periodica senza ossigeno e se hanno legami hanno il numero d ossidazione pari a 2 esempio: As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 O S + NO + H 3 A S O 4 (+3)2(2)3 +1+5(2) (+1)3 +5 (2)4 As = l arsenico passa da 3 (a sinistra) a 5 (a destra). Il numero d ossidazione AUMENTA questo vuol dire che si OSSIDA. S = lo zolfo passa da 2 (a sinistra) a 0 (a destra). Il numero d ossidazione AUMENTA questo vuol dire che si OSSIDA N = passa da 5 (a sinistra) a 3 (a destra). Il numero d ossidazione DIMINUISCE Questo vuol dire che si RIDUCE IONI POLIATOMICI CATIONE ANIONI MONOVALENTI + NH 4 NO 3 * HCO 3 (+1) NO 2 HSO 3 ClO HSO 4 ClO 3 H 2 BO 3 ClO 4 H 2 PO 3 H 2 PO 4 ANIONI BIVALENTI CO 3 SO 3 SO 4 HBO 3 HPO 3 HPO 4 2 (SCRIVERE 2 O E UGUALE) ANIONI TRIVALENTI 3 BO 3 3 PO 4 3 PO 3 Esempio 1 Bi 2 S 3 + HNO 3 Bi (NO 3 ) 3 +NO +S + H 2 O REDOX (metodo del numero di ossidazione) 1)Stabilire il numero di ossidazione per capire quali elementi cambiano: 1 (3) * Bi 2 S 3 + HNO 3 Bi (NO 3 ) 3 + NO + S + H 2 O +3(2) 2( 3) (3) (3) LauraCondorelli 2010 Pag. 10

11 *si mette 1 perchè è uno degli anioni monovalenti, così si calcola anche il nox del bismuto 2) Tra gli elementi quelli che cambiano sono lo zolfo (S) e l azoto (N). Lo zolfo si ossida mentre l azoto si riduce. 3) Semireazioni : Per ogni semireazione bisogna scrivere il simbolo dell elemento con il numero di ossidazione tra parentesi: Ossidazione ox : S(2) S (0) Scrivere accanto all elemento l esatto numero di atomi che compaiono nella reazione, per poi bilanciarli: ox: 3 S (2) 3 S (0) Bilanciare le cariche, aggiungendo elettroni (dalla parte dove il numero di ossidazione è maggiore). NB. La differenza di cariche si ottiene moltiplicando il coefficiente stechiometrico per il numero di ossidazione. Nell esempio successivo avremo 3 (2)=3 (0). Dovremo quindi aggiungere 6 elettroni a destra. ox: 3 S(2) 3 S (0) + 6 e Riduzione (faccio lo stesso procedimento dell ossidazione) e diventa: rid: N(+5) +3 e N(+2) 4)Faccio il m.c.m. tra 6 e 3 = 6 La prima reazione (ossidazione) viene moltiplicata per 1 e la seconda (riduzione) per 2. 3 S(2) 3 S (0) + 6 e 1 N(+5) +3e N(+2) 2 e diventano: 3 S(2) 3 S (0) + 6 e ( resta invariata perchè moltiplicata per 1) 2 N(+5) + 6 e 2 N(+2) Faccio la somma membro a membro : 3S(2) + 2N(+5) + 6 e 3S(0) + 6 e +2N(+2) I 6 e si eliminano (compaiono sia tra i reagenti, sia tra i prodotti) e si va a bilanciare la reazione di LauraCondorelli 2010 Pag. 11

12 partenza (si trascrivono i numeri trovati nelle semireazioni, nella reazione iniziale): Bi 2 S 3 + 2HNO 3 Bi (NO 3 ) 3 +2NO +3S + H 2 O Il 2 davanti ad HNO 3 si mette per bilanciare N, che come abbiamo visto nella semireazione (riduzione) dopo l m.c.m. è stato moltiplicato, stessa cosa per il 2 davanti NO del secondo membro; invece il 3 di S del secondo membro inizialmente era 0 e per bilanciarlo con lo zolfo del primo membro è stato aggiunto il 2 come era nella semireazione (ossidazione). Alla fine la reazione si bilancia come le altre reazioni che abbiamo visto. Consiglio sempre di tenere in considerazione l ordine: metallo, non metallo, idrogeno, ossigeno Bi 2 S 3 + 8HNO 3 2Bi (NO 3 ) 3 +2NO +3S + 4H 2 O Esempio 2 As 2 S 5 + HNO 3 + H 2 O H 3 AsO 4 +NO + S 1)Stabilire il numero di ossidazione per capire quali elementi cambiano: As 2 S 5 + HNO 3 + H 2 O* H 3 AsO 4 +NO + S +5(2) 2(5) (3) +1(3) +5 2(4) *l H 2 O non si calcola perchè non sono presenti né H 2, né O 2, né un perossido tra i prodotti. 2)Tra gli elementi quelli che cambiano sono lo zolfo (S) e l azoto (N). Lo zolfo si ossida mentre l azoto si riduce. 3)Semireazioni : Per ogni semireazione bisogna scrivere il simbolo dell elemento con il numero di ossidazione tra parentesi Ox: S(2) S (0) Scrivere accanto all elemento l esatto numero di atomi che contiene, per poi bilanciarli: Ox: 5 S(2) 5 S (0) Bilanciare le cariche, aggiungendo elettroni (dalla parte dove il numero è maggiore) : Ox: 5 S(2) 5 S (0) + 10 e Riduzione LauraCondorelli 2010 Pag. 12

13 rid: N(+5) +3 e N(+2) 4) Faccio il m.c.m. tra 10 e 3 =30. La reazione di ossidazione va moltiplicata per 3 e la riduzione per 10 5 S(2) 5 S (0) + 10 e / 3 N(+5) +3 e N(+2) / 10 E diventano : 15 S(2) 15 S (0) +30 e 10 N(+5) +30 e 10 N (+2) Faccio la somma membro a membro : 15S(2)+10 N(5) +30 e 15 S (0) +30 e + 10 N (+2) Bilancio l inizio 3As 2 S HNO 3 + H 2 O H 3 AsO 4 +10NO +15 S Aggiungo il 3 davanti ad As 2 S 5 perchè lo moltiplico con il 5 di S per arrivare a 15 e bilanciarlo con l altro zolfo del secondo membro. Bilanciamento: 3As 2 S HNO 3 + 4H 2 O 6H 3 AsO 4 +10NO +15 S Esempio 3 CON GLI IONI ClO 3 + SO 2 + H 2 O Cl + SO H + 1)Stabilire il numero di ossidazione per capire quali elementi cambiano: ClO 3 + SO 2 + H 2 O Cl + SO H (3) +4 2(2) +1(2) (4) +1 2)Tra gli elementi quelli che cambiano sono lo zolfo (S) e il cloro (Cl). Il cloro si riduce mentre l azoto si ossida. 3)Semireazioni: Ox: S(+4) S(+6) + 2 e Rid: Cl(+5) + 6 e Cl (1) LauraCondorelli 2010 Pag. 13

14 Calcolo il m.c.m. tra 6 e 2 = 6 Ox: S(+4) S(+6) + 2 e / 3 Rid: Cl(+5) + 6 e Cl (1) / 1 Le reazioni sopra diventano: Ox: 3 S(+4) 3 S(+6) + 6 e Rid: Cl(+5) + 6 e Cl (1) Faccio la somma membro a membro 3S(+4) + Cl (+5) + 6 e 3S (+6) + 6 e + Cl(1) I due + 6 e si eliminano e bilancio la reazione iniziale: ClO 3 + 3SO 2 + H 2 O Cl + 3SO H + Bilanciamento ClO 3 + 3SO 2 + 3H 2 O Cl + 3SO H + Scrivere i numeri di ossidazione, facendo attenzione ai composti in cui variano il numero di atomi di ossigeno e idrogeno legati ad un dato elemento. Scrivere la semireazione, facendo attenzione a riportare l esatto numero di atomi interessati. Bilanciare gli atomi. Bilanciare gli elettroni. Minimo comune multiplo tra elettroni scambiati. Riportare i dati nella reazione. Metodo ionicoelettronico ClO 3 + SO 2 + H 2 O Cl + SO H + ClO 3 + 6H + Cl +3 H 2 O + 6 e SO 2 + 2H 2 O +2 e SO H + / 3 Si usano sempre le semireazioni. Si bilanciano gli atomi di ossigeno e di idrogeno come spiegato nel paragrafo successivo. Faccio il m.c.m. tra gli elettroni scambiati. LauraCondorelli 2010 Pag. 14

15 ClO 3 + 6H + Cl +3 H 2 O + 6 e 3SO 2 + 6H 2 O +6 e 3SO H + Faccio la somma membro a membro. ClO 3 + 6H + +3SO 2 + 6H 2 O +6 e Cl +3 H 2 O + 6 e +3SO H + ClO 3 +3SO 2 + 3H 2 O Cl +3SO H + Redox (metodo ionicoelettronico). Anche in questo caso si usano le semireazioni, ma è necessario stabilire se la reazione avviene in ambiente acido o neutro, oppure in ambiente basico. Ambiente acido o neutro (H 2 O e H + ) Per ogni atomo di ossigeno in eccesso da una parte si aggiunge H 2 O dall altra. Poi si aggiunge H + a bilanciare l idrogeno in eccesso Ambiente basico (OH e H 2 O) Per ogni atomo di ossigeno in eccesso da una parte si aggiunge H 2 O dallo stesso lato e 2 OH dall altro. Se restano atomi di idrogeno in eccesso si bilanciano aggiungendo 1 OH dallo stesso lato e 2 H 2 O dal lato opposto Esempio 4 K 2 Cr 2 O 7 +HClKCl+CrCl 3 +H 2 O+Cl 2 (la presenza di HCl fa capire che la reazione avviene in ambiente acido) Riduzione Cr 2 O 7 Cr 3+ Cr 2 O 7 2Cr 3+ Bilancio prima gli atomi (di Cr) Cr 2 O 7 2Cr H 2 O Bilancio gli atomi di ossigeno Cr 2 O H + 2Cr H 2 O Bilancio gli atomi di idrogeno Cr 2 O H + +6e 2Cr H 2 O Bilancio le cariche Ossidazione Cl Cl 2 2Cl Cl 2 +2e ossigeno o idrogeno in eccesso Bilancio gli atomi Bilancio le cariche, poiché non ci sono atomi di Faccio il m.c.m. tra gli elettroni scambiati (tra 2 e 6 il m.c.m. è 6) Cr 2 O H + +6e 2Cr 3+ 6Cl Cl +6e + 7 H 2 O LauraCondorelli 2010 Pag. 15

16 Faccio la somma membro a membro Cr 2 O H + + 6e + 6Cl 2Cr H 2 O + 3Cl 2 +6e Esempio 5 Zn+ NaNO 3 +NaOHNa 2 ZnO 2 +NH 3 +H 2 O (la presenza di OH e di NH 3 mi fa capire che la soluzione è basica) Ossidazione Zn ZnO 2 Zn + ZnO 2 + 2H 2 O Zn + 4OH ZnO 2 + 2H 2 O Zn + 4OH ZnO 2 + 2H 2 O +2e Bilancio gli atomi di ossigeno Bilancio gli atomi di idrogeno Bilancio le cariche Riduzione NO 3 NH 3 NO 3 + 3H 2 O NH OH Bilancio gli atomi di ossigeno NO 3 + 3H 2 O + 3 H 2 O NH OH + 3OH Bilancio gli atomi di idrogeno NO 3 + 6H 2 O +8e NH OH Bilancio le cariche Faccio il mcm tra 2 e8 che è 8 (moltiplico quindi l ossidazione per 4 e la riduzione per 1) 4Zn + 16OH 4 ZnO 2 + 8H 2 O +8e NO 3 + 6H 2 O +8e NH OH Faccio la somma membro a membro 4Zn OH + NO 3 + 6H 2 O +8e 4 ZnO H 2 O +8e + NH 3 + 9OH 4Zn + 7 OH + NO 3 4 ZnO H 2 O + NH 3 LauraCondorelli 2010 Pag. 16

17 RAPPORTI PONDERALI NELLE REAZIONI CHIMICHE 2Na + 2H 2 O > 2NaOH + H 2 2moli 2moli 2moli 1mole Quante moli di NaOH si formano se faccio reagire 1,6 moli di NaOH? Data la reazione ma+ nb pc + qd dove m,n,p,q= coefficienti stechiometrici A,B,C,D = formule di reagenti e prodotti na,nb,nc,nd= numero di moli di A,B,C,D Vale la seguente proporzione A) DA MOLE A MOLE 1,6/ 2 = X / 2 x = 1,6 n. di moli date / coefficente stechiometrico della stessa sostanza = x (n. moli richieste)/ coefficente stechiometrico della sostanza richiesta esempio: C 6 H 5 NO 2 + 2Fe + 6HCl > C 6 H 5 NH 2 + 2FeCl 3 + 3H 2 O Date 1,8 moli di C 6 H 5 NO 2 nfe? nhcl? n C 6 H 5 NH 2? n FeCl 3? (X) (Y) (W) (Z) 1,8 / 1 = x(fe) / 2 = y(hcl) / 6 = W(C 6 H 5 NH 2 ) / 1 = Z(FeCl 3 ) / 2 W = 1,8 X = Z = 1,8 2 = 3,6 Y = 1,8 6 = 10,4 B) DA MASSA A MASSA LauraCondorelli 2010 Pag. 17

18 H 3 PO (NH 4 ) 2 MoO HNO 3 > (NH 4 ) 3 PO 4 12MoO H 2 O + 21NH 4 NO 3 X n (dato) Y Z Siano dati 218g (NH4)2 MoO4 Calcolare con quanto H3PO4 e HNO3 reagiscono e quanto (NH4)3 PO4 12MoO3 si forma. Calcoliamo tutti i pesi mol: Pmole (NH 4 ) 2 MoO 4 = (14x2+1x x4) g= 196g Pmole H 3 PO 4 = ( )g = 98g Pmole HNO 3 = ( )g = 63g Pmole (NH 4 ) 3 PO 4 12MoO 3 = ( )g = 1877g n.moli = m / peso mole = 218g : 196g = 1,11 1,11 / 12 = x / 1 = y /21 = z / 1 X= 1,11/12 = Y= 1,11/ = Z= 1,11/12. 1 = m H 3 PO 4 = X peso mole = 0, g= 9,07g m HNO 3 = Y peso mole = 1, g = 122,4g m (NH 4 ) 3 PO 4 12MoO 3 = Z peso mole = 0, g = 173,62g LauraCondorelli 2010 Pag. 18

19 RESA DI UNA REAZIONE Facendo reagire una determinata quantità di reagente, ci si aspetterebbe di ottenere una quantità di prodotto. A volte, al contrario, succede che non si forma tutta la quantità di prodtto atteso, bensì una quantità inferiore. Se diefinisce resa di una reazione il rapporto tra quantità effettiva (Qe, ovvero quella realmente ottenuta) e la quantità teorica (Qt) del prodotto atteso. La resa viene espressa in percentuale. 1. Calcolare la resa Nella seguente reazione si sono messi a reagire 275 g di cicloesano (PM C 6 H 12 =84,16D) e si sono ottenuti 356 g di acido adipico (PM C 6 H 10 O 4 =146,14D). Calcolare la resa della reazione. 2C 6 H O 2 > 2C 6 H 10 O 4 + 2H 2 O 1 mole 5moli 2moli 2 moli Calcolo il numero di moli di C 6 H 12 n C 6 H 12 = = = 3,27 Calcolo il numero di moli teoriche (quelle che avrei dovuto ottenere) di C 6 H 10 O 4 n C 6 H 10 O 4 =x = >x=3,27 Calcolo la massa teorica (quella che avrei dovuto ottenere) di C 6 H 10 O 4 Qt=m C 6 H 10 O 4 = x Pmole = 3,27 146,14g = 477,88 g Calcolo il rapporto tra massa effettiva (data dal problema) e teorica di C 6 H 10 O 4 Resa= = = 74,5% 2. Calcolare la massa effettiva del prodotto, resa data L ossidazione di 65,34 g di Fe(OH)2 ha dato una resa del 97,5%. Calcolare la quantità di Fe(OH)3 Fe(OH) 2 +O 2 > Fe(OH) 3 Bilanciare la reazione 2 Fe(OH) 2 +O 2 > 2 Fe(OH) 3 Scrivere il numero di moli sotto i composti 2 Fe(OH) 2 + O 2 > 2 Fe(OH) 3 2 moli 1 mole 2 moli LauraCondorelli 2010 Pag. 19

20 Trovare il numero di moli di Fe(OH) 2 nfe(oh) 2 = = = 0,73 Porre un incognita n Fe(OH) 3 =x Trovare l incognita > x= 0,73 Calcolare Qt Qt (Fe(OH) 3 ) = x Pmole = 0, ,85 g = 78g Calcolare Qe > = = 76,05 g 3. Calcolare la massa teorica del prodotto, resa data Nella reazione seguente la resa è del 70% e si formano 20 g di NH 4 Cl. Calcolare la quantità teorica di NH 4 Cl che si formerebbe se la resa fosse del 100% FeCl 3 + NH 3 + H 2 O > Fe(OH) 3 + NH 4 Cl Bilanciare la reazione e scrivere il numero di moli sotto i composti FeCl NH H 2 O > Fe(OH) NH 4 Cl 1 mole 3 moli 3 moli 1 mole 3 moli Trovare il numero di moli effettivo di NH 4 Cl = 1,18 Trovare il numero teorico di moli di NH4OH. Nota Bene, la resa si può applicare tanto alle masse, quanto alle moli =Resa [= ] > n teorico = n teorico = = 1,68 Calcolare la massa teorica Q teorica = n teorico Pmole = 1,68 17g = 28,56 LauraCondorelli 2010 Pag. 20

21 REAGENTE LIMITANTE Se vengono date le masse di due o più reagenti, una di esse è in eccesso, mentre l altra è in difetto. Il reagente la cui massa è in difetto condiziona tutta la reazione. Nota bene che la massa in difetto non è quella presente in quantità minore, bensì quella che determina il numero di moli in difetto in relazione alla reazione bilanciata. A. Nella reazione seguente 30 g di NaOH vengono messi a reagire con 15 g di H3PO4, secondo la reazione. Determinare la quantità di Na 3 PO 4 che si forma NaOH+H 3 PO 4 >Na 3 PO 4 + H 2 O Bilanciare la reazione 3NaOH+ H 3 PO 4 > Na 3 PO 4 + 3H 2 O 3 moli 1 mole 1 mole 3 moli Calcolare il numero di moli sia di NaOH sia di H 3 PO 4 n NaOH= = =0,75 n H 3 PO 4 = = = 0,15 Calcolare il rapporto tra numero di moli (IN ENTRAMBI I CASI) = > x= 0,25 = > y= 0,45 Confrontare i risultati ottenuti. Come si può vedere il reagente limitante è H 3 PO 4, poiché se facessi reagire tutta la quantità di NaOH, dovrei avere a disposizione 0,25 moli di H 3 PO 4, quando in realtà ho a disposizione solo 0,15 moli di H 3 PO 4. Sarà dunque quest ultimo il reagente limitante e di questo devo tenere conto per calcolare le quantità di prodotti che si formano = > x= 0,25 In eccesso = > y= 0,45 In difetto (reagente limitante) Calcolare la quantità di prodotti, calcolando prima il numero di moli di Na 3 PO 4 = > z= 0,15 m Na 3 PO 4 = z Pmole (Na 3 PO 4 )= 0, g = 24,6 g B. Nella reazione seguente, calcolare quanti g di KClO 3 e di KCl si formano, mettendo a reagire 250g di Cl 2 e 350 g di KOH. Calcolare anche il volume di H 2 O gas che si forma a STP e la quantità di Cl 2 che non reagisce. KOH+Cl 2 > KClO 3 + KCl+H 2 O Bilanciare la reazione 6KOH+ 3Cl 2 > KClO 3 + 5KCl+ 3H 2 O 6 moli 3 moli 1 mole 5 moli 3 moli x y LauraCondorelli 2010 Pag. 21

22 Calcolare il numero di moli di nkoh= = = 6,3 n Cl 2 = = = 3,52 Calcolare il rapporto tra numero di moli (IN ENTRAMBI I CASI) che reagirebbero a) con 6,3 moli di KOH b) con 3,52 moli di HCl = > y= 3,15 = > x= 7,04 In difetto (reagente limitante) In eccesso Confrontare i risultati ottenuti. Come si può vedere il reagente limitante è KOH, poiché se facessi reagire tutta la quantità di Cl 2, dovrei avere a disposizione 7,04 moli di KOH, quando in realtà ho a disposizione solo 6,3 moli di KOH. Sarà dunque quest ultimo il reagente limitante e di questo devo tenere conto per calcolare le quantità di prodotti che si formano Calcolo massa KClO 3 Calcolo massa KCl Calcolo volume H 2 O n KClO 3 = 1,05 n KCl = 5,03 n H 2 O = 3,02 m KClO 3 = n = m KCl = n = V H 2 O = n = 1,05 122,6 g = 128,73 g 5,03 74,6 g = 375, 24 g 3,02 22,414 l= 67,69 l Calcolo la massa di Cl 2 che reagisce e la sottraggo dalla quantità totale n Cl 2 = 3,15 m Cl 2 = n = 3,15 71 g = 223,65 g massa residua Cl 2 = 250 g 223,65 g= 26,35 g LauraCondorelli 2010 Pag. 22