Stechiometria. Stechiometria. Stechiometria

Transcript

1 Stechiometria attendibilità: è la qualità globale di un dato. Dipende da: sensibilità: è la più piccola quantità che si riesce a determinare, cioè a distinguere sicuramente da zero. accuratezza: è la concordanza tra il valore determinato in una serie di misure e quello "vero" precisione: è la concordanza tra i valori determinati all interno di una stessa serie di misure Stechiometria errori determinati (sistematici): collegati al metodo di misura e allo strumento errori indeterminati (accidentali): collegati all impossibilità di mantenere sotto controllo TUTTI i fattori ambientali che influenzano il risultato. Stechiometria ll risultato di una misura DEVE quindi essere scritto con l'appropriato numero di cifre. Se scrivo implicitamente dico che: sono assolutamente sicuro del valore 3.45 l'incertezza sta nell'ultima cifra decimale valore vero precisione ± CIFRE SIGNIFICATIVE 1

2 Stechiometria Cifre significative nei calcoli il risultato deve avere un numero di cifre significative uguale o al massimo aumentato di 1 rispetto alla misura peggiore. Arrotondamenti: se la prima cifra eliminata è <5 la cifra precedente resta uguale se la prima cifra eliminata e >5 la cifra precedente viene aumentata di 1 se la prima cifra eliminata e 5 e la cifra precedente e pari resta uguale se la prima cifra eliminata e 5 e la cifra precedente e dispari viene aumentata di 1 Le unità di misura Misurare significa verificare quante volte un campione di riferimento è contenuto nella grandezza che stiamo misurando Il risultato deve SEMPRE essere seguito dall unit unità di misura! Esiste un Sistema Internazionale (SI) delle Unità di Misura, basato su 4 U.d.M. fondamentali: m, Kg, C, s.

3 Calcoli Le grandezze che si sommano/sottraggono devono avere la stessa unità di misura Per convertire una U.d.M. in un altra esistono: conv.. per moltiplicazione (es., Km. vs. m; in. vs. cm) conv.. attraverso equazioni (es., gradi C C vs. K) Numeri accompagnati da U.d.M. diverse possono essere moltiplicati o divisi tra loro (analisi dimensionale, es. densità m/v) Multipli/sottomultipli PESO MOLECOLARE Il peso molecolare di una sostanza è la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi nella molecola della sostanza. H O PA(H)1,0 u.m.a. PA(O)16,0 u.m.a. PM(H O) x 1,0 + 16,0 18,0 u.m.a. Nel caso di composti ionici si parla di peso formula di quel composto riferendoci ad unità formula NaCl PA(Na),99 u.m.a. PA(Cl)35,45 u.m.a. PF(NaCl), ,45 58,44 u.m.a. 3

4 Massa molecolare (peso molecolare) somma delle masse atomiche della molecola Esempi: H SO 4 : massa molecolare C 6 H 1 O 6 : massa molecolare 1, , , , , ,008 1, , ,156 MOLE E MASSA MOLARE Una mole è definita come la quantità di una data sostanza che contiene tante molecole, o unità formula, pari al numero di atomi presenti in 1 g di carbonio-1. Il numero di atomi in un campione di 1 g di carbonio-1 è chiamato numero di Avogadro N A 6,0 x 10 3 Si sceglie il valore di N A in modo che N A molecole abbiano una massa in grammi numericamente uguale alla massa molecolare. N A particelle (atomi, molecole,, etc.) 1 mole Una mole di particelle un numero di Avogadro di particelle 1,0 mol di atomi di carbonio 6, atomi di carbonio 1,0 mol di molecole di ossigeno 6, molecole di ossigeno 1,0 mol di elettroni 6,0 10 elettroni

5 La massa molare di una sostanza è la massa di una mole. Per definizione il carbonio-1 ha massa molare di 1 g. massa atomica degli atomi di carbonio 1,011 u.m.a 1,0 mol di atomi di carbonio 6, ,011 g atomi di carbonio di carbonio Per tutte le sostanze la massa molare in grammi è uguale al peso molecolare in u.m.a. massa molecolare delle molecole O 31,998 u.m.a 1,0 mol di molecole O 6, ,998 g molecole O di O Le unità di massa molare sono g/mol. Calcoli di moli 1) grammi moli A quante moli corrispondono 10,0 g di C H 5 OH? PM(C H 5 OH) 1,0 x +16,0 + 6 x 1,01 46,1 u.m.a. Massa molare 46,1 g/mol numero di moli(n) 10,0g n 0,17mol 46,1g/mol massa(g) massamolare(g/mol) ) Moli grammi Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI? PM(ZnI ) 65, ,90 x 319, u.m.a. Massa molare di ZnI 319, g/mol Peso 0,0654 mol x 319, g/mol 0,9 g 5

6 Massa di un atomo Quanto pesa un atomo di cloro? Massa molare di Cl 35,5 g/mol 1 mole contiene N A 6,0x10 3 molecole/mol 35,5g/mol massa atomo Cl 5, ,0 10 atomi/mol -3 g/atomo Numero di molecole per una data massa Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? PM(HCl) 1,0 + 35,536,5 3,46g n HCl 0,0948mol 36,5g/mol Numero di molecole 0,0948 mol x 6, molecole/mol 5,71 10 molecole Quanti atomi di cloro sono contenuti in 100 g di AlCl 3? A - 6, B - 1, C - 4, D - 3, PM(AlCl 3 ) 6, , ,33 100g Moli (AlCl 3 ) 0,7500mol 133,33g/mol 3 Molecole(AlCl ) 0,750mol 6,0 10 molecole/m 4, molecole Atomi(Cl) Molecole(AlCl 3 4 3) 3 4, ,

7 Percentuali in peso dalla formula Per un atomo A in una data molecola massadi Anel totale massa % A 100 massa totale Esempio Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH O PA(C) 1,0 PA(H) 1,01 PA(O) 16,0 PM(CH O)1,0 + x 1, ,0 30,0 1,0 g massa % C ,0% 30,0g 1,01 g massa % H 100 6,73% 30,0g 16,0 g massa % O ,3% 30,0 g 1 mole 30,0 g N.B. % O 100% -40,0% -6,73% 53,3% Problemi: 1) Quanti grammi di carbonio ci sono in 83,5 g di CH O? Dal problema precedente abbiamo visto che il carbonio costituisce il 40% della massa totale. massadi C massadi C massa % C 40, massatotale 83,5g 83,5g massa di C 40,0 33,4g 100 ) Quali sono le percentuali in peso di NH 4 NO 3? 7

8 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 0,0345mol 14,0g/mol 1,104g 0,0690mol 16,0g/mol 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 N 0,0345 O 0,0690? La formula empirica è NO 0,0690 O,00 0,0345 Si noti che non è possibile conoscere la formula molecolare che potrebbe essere: NO N O 4 N 3 O 6 Un composto è costituito come segue: 17,5 % Na 39,7% Cr 4,8% 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 4,8 g di O Na 17,5g 0,761mol 3,0g/mol Cr 39,7g 0,763 5,0g/mol mol 4,8g O,68mol 16,0g/mol più piccolo 0,761 Na 1,00 0,761,00 0,763 Cr 1,00 0,761,68 O 3,5 0,761,00 7,04 Na Cr O 7 Il -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 7,5% di H. Quale è la formula empirica del -desossiribosio? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 44,77 g di C, 7,5 g di H e (100-44,77 44,77-7,5)47,717,5)47,71 g di O C 44,77g 7,5g 47,71g 3,77mol H 7,46mol O,98mol 1,01g/mol 1,01g/mol 16,0g/mol più piccolo 3,77 C 1,5,98 4 5,00 7,46 H,50,98,98 O 1, 00, ,0 4 4,00 C 5 H 10 O 4 8

9 FORMULA MOLECOLARE La formula molecolare di un composto è un multiplo della sua formula empirica Formula empirica NO Formula molecolare NO N O 4 N 3 O 6 (NO ) 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 Ad esempio se nel problema del calcolo della formula empirica di NO si conoscesse che il peso molecolare del composto vale 9,0 9,0 n,00 14,0+ 16,0 E quindi la formula molecolare è (NO ) cioè N O 4 REAZIONI CHIMICHE Equazioni chimiche Una equazione chimica è la rappresentazione simbolica di una reazione chimica in termini di formule chimiche Na + Cl 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: Na(s) + Cl (g) NaCl(s) 9

10 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 D. Ad esempio: D NaNO 3 (s) NaNO (s) + O (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 H O (aq) H O(l) + O (g) 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. NO + O NO atomi N atomi N 4 atomi O 4 atomi O OK! Un equazione chimica va bilanciata scegliendo opportunamente i coefficienti stechiometrici C 3 H 8 + O CO + H O non bilanciata Procedimento per tentativi atomi di C atomi di H atomi di O 1 C 3 H 8 + O 3 CO + H O 1 C 3 H 8 + O 3 CO + 4 H O 1 C 3 H O 3 CO + 4 H O C 3 H O 3 CO + 4 H O bilanciata 10

11 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 + Cl 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 (SO 4 ) 3 ci sono 4x31 atomi di O 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 (g) + 3H (g) NH 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? Per rispondere ai problemi precedenti è utile la seguente interpretazione della reazione N (g) + 3 H (g) NH 3 (g) 1 molecola N 3 molecole H molecole NH molecole N molecole H 100 molecole NH 3 N A molecole N 3 N A molecole H N A molecole NH 3 1 mole N 3 moli H moli NH 3 8,0 g N 3 x,0 g H x 17 g NH 3 Si noti che una mole è un numero fisso (6,0 x 10 3 ) di molecole (come dozzina ) 11

12 N.B.: Sono possibili anche coefficienti stechiometrici frazionari, in questo caso però: 1/ N (g) + 3/ H (g) NH 3 (g) 1/ mole N 3/ moli H 1 mole NH 3 8,0/ g N 3/ x,0 g H 17 g NH 3 Ma non 1/ molecola N 3/ molecole H 1 molecola NH 3 Esempio N (g) + 3 H (g) 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 5 9,07 10 g NH 4 n NH3 5,34 10 mol NH3 17,0g NH /molnh dall'equazione chimica si deducono le moli di H : per moli di NH 3 ne servono 3 di H 3mol H 4 n H 5,34 10 mol NH3 mol NH3 4 8,01 10 mol H N (g) + 3 H (g) 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 mol NH 3 mol NH 3mol H Converte da moli di NH 3 a H Converte da moli di H a NH 3 3 Controllando l'analisi dimensionale. - Infine si convertono la moli di H in grammi di H 4 massa H 8,01 10 molh,0 g H molh 1,6 / 5 10 g H 1

13 Riepilogando: bisogna passare necessariamente attraverso le moli, perché convertire direttamente tra le masse non è possibile. n A A +... n B B+... grammi A PM A n B Moli A n A moli B PM B Esempio Data la reazione, Fe O 3 (s) + 3 CO (g) Fe (s) + 3 CO (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 FeO3 6,5 mol grammi 159,6g/mol Le moli di ferro sono dedotte dall equazione chimica: molfe n Fe 6,5 mol Fe O 3 1,5 mol Fe 1molFeO 3 Si calcolano infine i grammi di Fe: Massa Fe n Fe PA Fe 1,5 mol 55,85 g/mol 6,98x10 g Problema: Quanti grammi di acqua vengono prodotti dalla reazione di 4,16 g di H con un eccesso di ossigeno, in base alla seguente reazione? H (g) + O (g) H O(l) Calcoliamo le moli di H 4,16g H nh,06molh,0g H /molh Trasformiamo le moli di H in moli di H O mol HO,06mol H mol H Calcoliamo i grammi di H O nho,06mol H O massaho,06molho 18,0 g HO/ molho 37,1g HO 13

14 REAGENTE LIMITANTE Può capitare che i reagenti siano combinati in quantità diverse dalle proporzioni molari date dall'equazione chimica. In tal caso solo uno dei reagenti il reagente limitante si consuma completamente mentre parte dell'altro reagente il reagente in eccesso rimane inalterato. Esempio: assemblaggio fascicoli un fascicolo è costituito da: 5 fogli gialli 3 fogli azzurri fogli rosa Analogia con la reazione: 5 A + 3 B + C P Consideriamo la reazione H (g) + O (g) H O(g) Supponiamo di far reagire 1 mole di H e 1 mole di O. Si considerano le moli di H O che si possono ottenere da partire da ciascuno dei reagenti come se l'altro fosse quello in eccesso Moli di H O ottenute da H molho mol H mol H 1 1molH O molho Moli di H O ottenute da O 1molO molho 1molO H è il reagente limitante: una volta prodotta una mole di H O la reazione si ferma e rimane ossigeno in eccesso. La quantità di ossigeno che rimane è quella corrispondente alla differenza tra le moli di H O ipotetiche e quelle realmente ottenute: moli H O 1 mole H O 1 mole H O E poi trasformate con gli appropriati coefficienti stechiometrici: 1molO 1 molh Odi differenza 0,5molO molho Si può anche calcolare il numero di moli di ossigeno che hanno reagito 1molO 1 molh Oformate 0,5molO molho 14

15 Esempio Data la reazione, Zn (s) + S (s) ZnS (s) Calcolare quanti grammi di solfuro di zinco (II) si ottengono facendo reagire 7,36 g di Zn con 6,45 g di S. Per prima cosa si calcolano le moli di zinco e zolfo: n Zn 7,36g 65,39g/mol 0,113 mol n S 6,45g 3,06g/mol 0,01 mol Si calcolano le moli di ZnS ottenibili da tali moli di Zn e S: n ZnS n Zn 0,113 limitante n ZnS n S 0,01 Si ottengono quindi 0,113 moli di ZnS. La massa di ZnS è: Massa ZnS n ZnS PM ZnS 0,113 mol 97,45 g/mol 11,0 g Lo zolfo è in eccesso e ne rimangono: n S n S (iniziali) - n S (reagite) 0,01 0,113 0,088 massa S n S PA S 0,088 mol 3,06 g/mol,8 g LAVORARE CON LE SOLUZIONI DENSITA' La densità di un oggetto è la sua massa per unità di volume massa m d volume V Nel SI (sistema internazionale) l'unità base per la massa è il chilogrammo (Kg). Spesso in chimica si usano dei sottomultipli (in genere il grammo). Per il volume l'unità nel SI è il metro cubo (m 3 ) che però è molto scomodo per l'uso di laboratorio. Si usa quindi il litro: litro (L) 1 dm m 3 A sua volta il litro si può dividere in sottomultipli: 1 ml 10-3 L 1 cm m 3 massa m d volume V Mentre massa e volume sono proprietà estensive ( dipendono dalla quantità di materia considerata), la densità è una proprietà intensiva (è indipendente dalla quantità di materia). Problema: In un esperimento occorrono 43,7 g di alcool isopropilico. Sapendo che la densità dell alcool isopropilico è 0,785 g/ml, quale volume di alcool bisogna usare? Dalla definizione di densità abbiamo: m 43,7g V 55,7ml d 0,785g/ml 15

16 SOLUZIONI E CONCENTRAZIONE MOLARE Quando sciogliamo una sostanza in un liquido chiamiamo soluto la sostanza e solvente il liquido. La miscela omogenea risultante è nota come soluzione. Con concentrazione si intende la quantità di soluto sciolta in una quantità standard di soluzione (o solvente). La concentrazione molare è definita come moli di soluto per litro di soluzione molisoluto mol Molarità(M) litrisoluzione L Una soluzione di NH 3 0,15 M contiene 0,15 moli di NH 3 in un litro di soluzione Per preparare una soluzione 0,5 M di NaCl bisogna porre 0,5 moli di NaCl in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere acqua fino al volume di un litro. Per preparare una soluzione 0,5 M di K CrO 4 bisogna porre 0,5 moli di K CrO 4 in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere acqua fino al volume di un litro. Esempio Quale è la molarità di una soluzione ottenuta sciogliendo 0,38 g di NaNO 3 fino ad un volume di 50 ml? 0,38g mol 4,47 10 mol 85,0g/mol -3 NaNO3 NaNO 3-3 4,47 10 mol molarità L NaNO3 0,089mol/L 16

17 DILUIZIONE Si incontra spesso il problema di dover preparare una soluzione diluita a concentrazione data partendo da una soluzione più concentrata. Es: soluzione di K CrO 4 Nella diluizione varia solo il volume del solvente, mentre le moli del soluto rimangono invariate. Possiamo ricavare le moli del soluto da: molisoluto Molarità (M) molisoluto Molarità litrisoluzione litrisoluzione M i molarità iniziale M f molarità finale V i volume iniziale V f volume finale Poiché anche diluendo le moli di soluto rimangono costanti si ha: Moli iniziali Moli finali M V M V i i f f Esempio Si abbia una soluzione 0,8 M di NaCl. Quanti ml di tale soluzione devono essere usati per diluizione per preparare 100 ml di soluzione 0, M? M i 0,8 M M f 0, M V i incognita V f 100 ml M V M V i i f f Mf Vf 0,M 100ml V M 0,8M i i 5ml 17

18 Stechiometria e volumi di soluzione Possono presentarsi problemi di stechiometria in cui la quantità di un reagente/prodotto viene data o richiesta come volume di una soluzione a concentrazione molare nota. Il procedimento è analogo a quello visto per i problemi stechiometrici ponderali: (1) si passa dalla quantità nota (massa o volume) a moli () si passa da moli di reagente a moli di prodotto o viceversa (3) si riporta il numero di moli ottenuto alla quantità richiesta (massa o volume) Per passare da massa a moli e viceversa: moli massa massamolare Per passare da volume a moli e viceversa: moli molarita volume massa moli massamolare volume moli molarità Esempio Si consideri la reazione di neutralizzazione, H SO 4 (aq) + NaOH (aq) Na SO 4 (aq) + H O(l) Un recipiente contiene 35,0 ml di una soluzione 0,175 M di H SO 4. Quanti ml di una soluzione 0,50 M di NaOH devono essere aggiunti per reagire completamente con l acido solforico? Si passa dal volume di H SO 4 0,175 M al numero di moli: 1) n HSO4 M V 0,175 mol/l 35,0x10-3 L 6,15x10-3 mol mol NaOH ) n NaOH n HSO4 1, mol 1molH SO - nnaoh 1,5 10 mol 3) V NaOH 4, L 49 ml M 0,50mol/l NaOH 4 18