MATERIALE DA PORTARE IN LABORATORIO

Транскрипт

1 MATERIALE DA PORTARE IN LABORATORIO CAMICE GUANTI USA E GETTA OCCHIALI DI PROTEZIONE (FACOLTATIVI MA CONSIGLIATI) DETERSIVO SCOTTEX PENNARELLO PER IL VETRO

2 NOMENCLATURA COMPOSTI INORGANICI

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30 Una reazione chimica è un processo che porta alla formazione di nuove sostanze, i prodotti, trasformando profondamente le sostanze di partenza, i reagenti. REAGENTI reazione chimica PRODOTTI 30

31 Reazioni chimiche Si riconoscono per - cambiamento dello stato di aggregazione - cambiamento di colore - variazione di temperatura - sviluppo di gas - formazione di un precipitato 31

32 Reazioni chimiche In alcune reazioni si può osservare semplicemente una diminuzione di volume 2CO + O 2 2CO 2 32

33 Le informazioni di una reazione chimica QUALITATIVE: - Reagenti e prodotti - Formule di reagenti e prodotti QUANTITATIVE: N 2 O + NO N 2 + NO 2 - N di molecole di reagenti e prodotti - N di atomi di ciascun elemento coinvolto - N di moli di ciascuna sostanza - N di grammi di ciascuna sostanza reagente o prodotta - Rapporti di volume tra le sostanze in fase gassosa 33

34 Bilanciamento delle reazioni chimiche Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtà alla legge di Lavoisier (legge della conservazione della massa): Nel corso delle reazioni chimiche la massa si mantiene costante Si devono pertanto introdurre dei numeri che moltiplichino intere formule chimiche al fine di avere un ugual numero di atomi della stessa specie chimica sia tra i reagenti che i prodotti. Questi coefficienti sono detti STECHIOMETRICI 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 34

35 Bilanciamento delle reazioni chimiche 1) Si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento individuando quelli che devono essere bilanciati 2) Si bilancia un elemento alla volta ponendo un numero intero (coefficiente stechiometrico) davanti all elemento o alla molecola che lo contiene 3) Prima i metalli, poi i non metalli, poi H e poi O 4) Si controllano tutti gli elementi per eventuali correzioni 35

36 Classificazione delle reazioni chimiche 1-Reazioni di combinazione o di sintesi: due o più reagenti formano un unico prodotto: + A + B 2Mg + O 2 AB 2MgO C + O 2 CO 2 36

37 2-Reazioni di decomposizione: un composto si decompone per formare due o più prodotti: + AB A + B KClO 3 2KCl + 2O 2 CuCO 3 CuO + CO 2 37

38 3-Reazioni di scambio o di spostamento: un elemento libero sostituisce uno degli elementi del composto: + + A + BC 2Al + 3CuSO 4 AC + B Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Cu 38

39 4-Reazioni di doppio scambio: i composti si scambiano i partner e dai due reagenti si ottiene: a) un composto insolubile (precipitato) b) una molecola stabile, quale H 2 O c) sviluppo di un gas + + AB + CD AD + CB 39

40 4a) Formazione di una sostanza insolubile (precipitato) 2AgNO 3 + K 2 CrO 4 Ag 2 CrO 4 + 2KNO 3 BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO HCl Na 2 S + CuCl 2 CuS + 2 NaCl 40

41 4b) Formazione di H 2 O (Reazioni di neutralizzazione) NaOH + HCl NaCl + H 2 O 2 KOH + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + H 2 O Mg(OH) 2 + 2HNO 3 Mg(NO 3 ) 2 + 2H 2 O 41

42 4c) Formazione di gas Na 2 CO 3 +2HNO 3 2NaNO 3 +CO 2 + H 2 O CaSO 3 + 2HCl CaCl 2 +SO 2 + H 2 O NH 4 Cl + KOH KCl + NH 3 + H 2 O 42

43 Numeri di Ossidazione Valore della carica (positiva o negativa) reale o formale assegnata ad un atomo allo stato libero o in un suo composto. E la carica che l elemento avrebbe in un composto se il composto fosse puramente ionico Gli stati di ossidazione aiutano a valutare le variazioni di carica elettronica in un elemento in una reazione chimica. 43

44 Come assegnare i numeri di ossidazione, NO NO = 0 per tutti gli atomi nella loro forma elementare, Na(s), Zn(s), Hg(l) H 2 (g), Cl 2 (g), I 2 (s), O 2 (g), C(s), P 4 (s), S 8 (s) NO = carica per gli ioni mono/bi/triatomici NO = 1 per il F in tutti i composti NO = 2 per l O nei composti eccezioni: perossidi, O 2 2, NO = 1 superossidi, O 2, NO = 1/2 NO = +1 per H nei composti eccezione: NO = 1 negli idruri metallici (NaH) 44

45 Come assegnare i numeri di ossidazione, NO NO = +1 per i metalli alcalini nei composti NO = +2 per i metalli alcalino-terrosi nei composti NO = +3 per Al nei composti NO = 1 per Cl, Br, e I nei composti binari, ad eccezione con l ossigeno 45

46 Esempi di calcolo del numero di ossidazione 1) Calcolare il numero di ossidazione del Mn nel KMnO4. K n.o. +1 O n.o. -2 La molecola è neutra per cui: n.o. Mn + n.o. K + 4 n.o. O = 0 Mn n.o. +7 2) Calcolare il numero di ossidazione del P nel H2PO4. H n.o. +1 O n.o. -2 La molecola è elettricamente carica (-1) per cui: 2 n.o. H + n.o. P + 4 n.o. O = -1 P n.o. +5

47 Esempi di calcolo del numero di ossidazione 3) Calcolare il numero di ossidazione dell azoto N nei seguenti composti. NO NO2 HNO3 N2O5 NO n.o. N +2 NO2 n.o. N +4 HNO3 n.o. N +5 N2O5 n.o. N +5 4) Calcolare il numero di ossidazione del cromo Cr nei seguenti composti. Cr2O3 Cr2O7 2 Cr2O3 n.o. Cr +3 Cr2O7 2 n.o. Cr +6 47

48

49

50 Rapporto tra soluto e solvente o soluzione

51

52 Concentrazione espressa in unità chimiche : Molarità Frazione molare Concentrazione espressa in unità fisiche : Percentuale in peso (% p/p) Percentuale peso per volume (% p/v) Percentuale in volume (% v/v) ppm, ppt, ppb.

53

54 Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che in un litro di soluzione è disciolta una mole di glucosio. Glucosio C 6 H 12 O 6 Molarità Soluzione 1M di glucosio PM glucosio : 6 x x x 15,994 = litro In 1 litro di soluzione sono disciolti 180,1272 g di glucosio Glucosio g

55

56 Frazione molare Per una soluzione costituita da n a moli di A, n b moli di B, n c moli di C,, n z moli di Z, si definisce frazione molare di un componente il rapporto fra il numero di moli di quel componente ed il numero totale di moli presenti nella miscela Frazione molare di A = a = n a n a + n b + n c + + n z La somma delle frazioni molari è uguale a 1

57 Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio dissolti in 1800 g di acqua. a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua La frazione molare del glucosio si calcola come segue: glucosio = =

58 Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell alcol La frazione molare dell acqua si calcola come segue: = H 2 O = 0.5

59 n = m (g) / M g/mol d = m (g) / V (ml) Massa percentuale (% p/p) (o percentuale in peso) : grammi di soluto contenuti in 100 grammi di soluzione m soluto (g) %p/p = x 100 m soluzione (g) Di soluto per soluto solido! Esempio: una soluzione di NaCl 37% (p/p) contiene 37 g di sale puro in 100 g di soluzione acquosa.

60 Massa-volume percentuale (% p/v) (o percento peso / volume) : grammi di soluto contenuti in 100 ml di soluzione m soluto (g) %p/v = x 100 V soluzione (ml) Esempio: una soluzione fisiologica di NaCl contiene 0,9 g di sale in 100 ml di soluzione acquosa, quindi è 0,9 % p/v.

61 Volume percentuale (% v/v) (o percentuale in volume) : ml di soluto contenuti in 100 ml di soluzione V soluto (ml) %V/V = x 100 V soluzione (ml) Soluto e solvente liquidi Esempio: etanolo 10 % (v/v) significa 10 ml di etanolo puro in 100 ml di soluzione.

62 Esercizio 1 15 g di KMnO 4 sono sciolti in 500 ml di acqua. Calcolare la % in peso (% p/p) dei componenti la soluzione. [d H2O = 1 g/ml] 500 ml di acqua = 500 g m soluzione = 15 g g = 515 g 15 g soluto % p/p = x 100 = 2, g soluzione 100 g di soluzione contengono 2,91 g di KMnO 4 e 97,09 g di acqua.

63 Esercizio 2 Calcolare quanti g di NaCl sono necessari per ottenere 215 g di soluzione acquosa all 8 %p/p di NaCl. m soluto (g) %p/p = x 100 m soluzione (g) m soluto = % x m soluzione /100 m NaCl = 8 x 215 /100 = 17,2 g oppure 8 g NaCl in 100 g x g NaCl in 215 g 8g : 100g = x g : 215g X g = (215 X 8)/100 = 17,2

64 Esercizio 3 (conversione % p/p in % p/v) Calcolare la concentrazione % p/v di una soluzione al 38% p/p di HCl, sapendo che la densità della soluzione è d = 1,19 g/ml 38 % p/p significa che 38 g di HCl sono contenuti in 100 g di soluzione. La densità mi permette di calcolare il volume relativo ai 100g della soluzione: V soluzione = 100 g /1,19 g ml -1 = 84,0 ml m soluto (g) 38 g %p/v = x 100 = x 100 = 45,2 V soluzione (ml) 84 ml

65 oppure V x d = m soluzione 100 ml soluzione x 1,19 g ml -1 = 119 g soluzione 38 g : 100g = x g : 119g x g = 38g/100g x 119g = 45,2 g %p/v = 45,2 g/100ml x100 = 45,2 Quindi si può usare la densità per convertire la % p/p in % p/v e viceversa %p/p x d = % p/v

66 Esercizio 4 Calcolare la % p/p di una soluzione di HNO 3, che contiene 655 g litro -1 di HNO 3, nota la densità della soluzione (d = 1,310 g ml -1 ) 655 g di acido sono contenuti in 1 litro di soluzione e poiché 1 L di soluzione pesa 1310 g % p/p = 655 g/1310 g x 100 = 50

67 Parti per milione (ppm) g di soluto contenuti in 1 milione di grammi di soluzione ppm = gsoluto gcampione x 10 6 ppb = gsoluto gcampione x 10 9

68 Molarità (M) : numero di moli di soluto contenute in 1 litro di soluzione M n moli soluto V(litri) soluzione [soluto] moli / litro g? Il volume della soluzione dipende dalla temperatura!! Quindi M cambia con T

69 Esempio: Sciogliere 5.00 g di NiCl 2 6 H 2 O in acqua sufficiente per preparare 250 ml di soluzione. Calcolare la molarità. 1: Calcolare moli di NiCl 2 6H 2 O n = g / M g/mol 5.00 g /237,7 = 0,021 moli 2: Calcolare la molarità 0,021 moli / 0,25 litri = 0,0841 M [NiCl 2.6H 2 O] = 0,0841 M = 84,1 mm

70 una soluzione di glucosio 250 mm contiene 0,25 moli di glucosio per ogni litro di soluzione. Calcolare la composizione % p/v. 1: Calcolare massa di glucosio C 6 H 12 O 6 n = g / M g/mol 0,25 mol x 180 g/mol = 45 g 2: Calcolare la % p/v m soluto (g) %p/v = x 100 = 4,5 V soluzione (ml)

71 Esercizio: Calcolare quanti g di NaOH occorrono per preparare 250 ml di una soluzione 180 mm. 1: Calcolare moli di NaOH PM NaOH = 40 M = n/v litri n = M x V litri Numero di moli n = 0,18 M x 0,25 L = 0,045 2: dalle moli ai grammi n = m(g) / M g/mol g di NaOH = 0,045 mol x 40 g /mol = 1,8

72 DILUIZIONE MESCOLAMENTO DI DUE O PIU SOLUZIONI (senza reazioni chimiche tra i soluti)

73 DILUIZIONE con solvente puro 1 2 Stesso numero di moli Diversa concentrazione! n 1 = n 2 Quando una soluzione viene diluita si aggiunge del solvente. Se aggiungiamo ad una soluzione di molarità nota del solvente in più, noi NON modifichiamo il numero di moli (n 1 = n 2 ) ma modifichiamo il volume. M 1 = concentrazione iniziale della soluzione V 1 = volume iniziale della soluzione M 2 = nuova concentrazione dopo diluizione V 2 = nuovo volume della soluzione dopo diluizione M 1 = n 1 /V 1 M 2 = n 2 /V 2 M 1 V 1 = M 2 V 2 n 1 = n 2

74 Esempio: si vogliono preparare 100 ml di una soluzione 0,05 M da una soluzione 0,20 M. Che volume occorre prelevare? 1- Calcolare il numero di moli presenti nella soluzione da preparare n = 0,1 L x 0,05 mol / L = 5 x Data una soluzione concentrata calcolare il volume della stessa che contiene le moli richieste 0,2 mol / L x V L = 5 x 10-3 mol V L = 5 x 10-3 / 2 x 10-1 = 2,5 x 10-2 L = 25 ml

75 3- prelevare il volume (25 ml) e trasferire nel palloncino da 100 ml 4- aggiungere il solvente e mescolare 100 ml

76 Mescolamento soluzioni 160 ml di soluzione di NaOH 0,50 M vengono mescolati con 200 ml di soluzione di NaOH 0,20 M. Calcolare la molarità della soluzione risultante. Per calcolare la molarità della soluzione finale bisogna conoscere il numero delle moli totali presenti e il volume totale della soluzione. 1: calcolare il numero di moli in ciascuna soluzione prima del mescolamento. n 1 = 0,160 x 0,50 = 0,080 moli n 2 = 0,200 x 0,20 = 0,040 moli 2: calcolare il numero di moli dopo il mescolamento e il volume totale della soluzione. n totali = 0, ,040 = 0,12 moli V soluzione = = 360 ml 3: calcolare la molarità della nuova soluzione dopo mescolamento [M] = 0,12 moli/ 0,360 L = 0,33 moli l -1

77 COMPOSTI IONICI SOLUBILI KMnO 4 KMnO 4 (aq) --> K + (aq) + MnO 4- (aq) Se prepariamo una soluzione di KMnO 4 0,30 M, questo significa che [K + ] = [MnO 4- ] = 0.30 M

78 Na 2 CO 3 : composto ionico solubile Na 2 CO 3 (aq) --> 2 Na + (aq) + CO 3 2- (aq) se [Na 2 CO 3 ] = M [Na + ] = 2 x M = M [CO 3 2- ] = M

79 E stato acquistato dell acido nitrico commerciale al 65% (d = kg dm -3 ). Calcolare la molarità della soluzione, il volume di soluzione che contiene 0.15 mol di acido e il volume di acido concentrato che occorre aggiungere a 1.0 dm 3 di acido M per ottenere una soluzione di acido nitrico 1.00M.

80 Matracci tarati Contenitori a volume fisso provvisti di tappo ermetico. Il volume è indicato da una tacca posta sul collo del recipiente

81 Preparazione di soluzioni a titolo noto 1) Il soluto (solido o liquido) si introduce quantitativamente nel matraccio attraverso un imbuto aiutandosi con un getto di solvente. 2) Si versa il solvente nel matraccio fin quasi all inizio del collo e si agita fino ad ottenere una soluzione omogenea. 3) Si porta a volume con il solvente utilizzando una pipetta di Pasteur, finchè la parte Inferiore del menisco risulti tangente alla tacca di calibrazione quindi si agita.

82 Pipette e pro-pipette Tubi di vetro sottili di varia forma e capacità che consentono di prelevare e erogare volumi noti di liquido. Possono essere tarate o graduate

83 Pipette e pro-pipette Le pipette si riempiono per aspirazione utilizzando una pro-pipetta, un ampolla di gomma dotata di un imboccatura per il collegamento alla pipetta e di valvole che consentono l immissione o l emissione di aria.

84 1) Si inserisce la pipetta nell imboccatura inferiore della pro-pipetta 2) Si svuota l aria dall ampolla comprimendola completamente tenendo pressata la valvola superiore A 3) Si aspira il liquido nella pipetta premendo la valvola S evitando che il liquido raggiunga il bulbo della pro-pipetta. 4) Si eroga il liquido premendo la valvola laterale E.