CorsI di Laurea in Ingegneria Aereospaziale-Meccanica-Energetica. FONDAMENTI DI CHIMICA Docente: Cristian Gambarotti. Esercitazione del 28/09/2010

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1 CorsI di Laurea in Ingegneria Aereospaziale-Meccanica-Energetica FONDAMENTI DI CHIMICA Docente: Cristian Gambarotti Esercitazione del 28/09/2010

2 ARGOMENTI TRATTATI DURANTE LA LEZIONE Riepilogo sui concetti di massa atomica, mole, massa molare Concetto di formula molecolare e formula minima (cenni sulle f. di struttura) Introduzione al bilanciamento delle reazioni chimiche Concetto di reagente limitante e reagente in eccesso Concetto di resa di una reazione

3 Quanto pesa un Atomo di? Basta sommare la massa di tutte le particelle costituenti 12 6 C m p = massa protone = 1,67265x10-24 g; m n = massa neutrone = 1,67495x10-24 g; m e = massa elettrone = 9,10953x10-28 g; massa atomo 12 C = 6*(m p +m n +m e ) = 2, x10-23 g Quanti atomi di 12 6C ci sono in 12 grammi di sostanza? massa sostanza / massa singolo atomo = (12 g) / (2, x10-23 g) = 5, x10 23 ~6x10 23 atomi

4 A CHI ASSOMIGLIA QUESTO NUMERO? NUMERO DI AVOGADRO (N A ): 6,022029X10 23 Ma quello che abbiamo calcolato non coincide con N A DOVE E L ERRORE? La massa dell atomo di calcolata come sommatoria delle masse delle particelle costituenti non coincide con la massa effettiva 12 6 C Massa effettiva (misure sperimentali): 1,992684x10-23 g 12 6 C Massa calcolata: 2,009107x10-23 g

5 UTILIZZANDO LA MASSA EFFETTIVA SI HA: massa sostanza / massa effettiva singolo atomo = (12 g) / (1,992684x10-23 g) = 6,022029x10 23 = N A

6 SCALA MACROSCOPICA SCALA ATOMICA LA MASSA COMPLESSIVA COINCIDE CON LA SOMMA DELLE MASSE DELLE SINGOLE UNITA LA MASSA EFFETTIVA NON COINCIDE CON LA SOMMA DELLE MASSE DELLE PARTICELLE COSTITUENTI L ATOMO

7 PROTONI E NEUTRONI SONO TENUTI INSIEME DA INTENSE FORZE DI ATTRAZIONE (INTERAZIONE FORTE) CHE A PICCOLE DISTANZE (10-15 m) SONO PREVALENTI SULLA REPULSIONE ELETTROSTATICA TRA PROTONI FORZA DI ATTRAZIONE ENERGIA LEGAME NUCLEO Per la nota relazione di equivalenza tra massa ed energia E=mC 2 Energia legame nucleo 12 C = (massa teorica massa effettiva)*c 2 = (1,6423x10-25 g)*(2,9979x10 8 m/s) 2 = 1,4760x10-11 J IN CONCLUSIONE massa teorica = massa effettiva + massa equivalente energia legame nucleare

8 UNITA DI MASSA ATOMICA Per rappresentare la massa di un atomo e scomodo maneggiare numeri piccoli come 1,992684x10-23 g Conviene quindi utilizzare un unita di misura differente dai grammi oppure kg 12 C Poiché la massa di un atomo di è fornita sostanzialmente dai protoni 6 e dai neutroni (12 particelle), essendo trascurabile il contributo degli elettroni, basta ripartire la massa effettiva tra le 12 particelle UNITA DI MASSA ATOMICA (U.M.A.) = massa / = 1,992684x10-23 g / 12 = 1,66057x10-24 g C Quindi 1 atomo di C 12 6 ha una massa di 12 u.m.a.

9 Perché nel caso del carbonio leggiamo sulla tavola periodica che la massa di un atomo è pari a 12,011 u.m.a.? In natura esistono 3 isotopi del C. Ai chimici non interessa distinguere tra i vari isotopi in quanto essi hanno lo stesso comportamento chimico. Pertanto la massa atomica del carbonio riportata sulla tavola periodica è una media pesata delle masse atomiche dei singoli isotopi: massa C = 12,0000*0, ,0034*0,0110 = 12,011 u.m.a. essendo % 12 C=98,9%, % 13 C=1,10%, % 14 C=trascurabile (per i calcoli) IN GENERALE Per ogni elemento presente sulla tavola periodica le masse riportate sono delle medie pesate delle masse degli isotopi di quell elemento

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11 DEFINIZIONE DI MOLE È la quantità di materia costituente un numero di AVOGADRO di particelle. Le particelle possono essere atomi, molecole, granelli di sabbia,. Quindi maneggiare una mole di qualcosa equivale a maneggiare 6,02x10 23 particelle di qualcosa ; AD ESEMPIO 1mole di atomi di O equivale a 6,02x10 23 atomi di O 2 moli di molecole di cloro (Cl 2 ) equivalgono a 2 x 6,02x10 23 molecole di Cl 2 ½ mole di granelli di zucchero equivale a 0,5 x 6,02x10 23 granelli di zucchero OVVIAMENTE In 1mole di molecole di Cl 2 ci sono 2 moli di atomi di Cl In 1 mole di molecole di metano CH 4 ci sono 1 mole di atomi di C e 4 moli di atomi di H In 1 mole di cloruro di sodio NaCl (non è una molecola) ci sono 1 mole di atomi di Na e 1 mole di atomi di Cl

12 QUANTO VALE LA MASSA IN GRAMMI DI 1 MOLE DI CARBONIO? 1 mole di atomi di C è costituita da 6,02x10 23 atomi Ogni atomo di C ha una massa di 12,011 u.m.a. 1 u.m.a. corrisponde a 1,66057x10-24 g QUINDI 1 mole di atomi di C ha una massa di: (6,022X10 23 atomi) * (12,011 u.m.a.) * (1,66057X10-24 g/u.m.a.) = 12,011 g IN CONCLUSIONE Il valore 12,011 che si legge sulla tavola periodica in relazione al carbonio può essere letto in due modi diversi: 1 atomo di C ha una massa di 12,011 u.m.a (massa atomica relativa). 1 mole di atomi di C ha una massa di 12,011 g Si dice anche che la massa molare del C è pari a 12,011 g/mol

13 ULTERIORI ESEMPI Lo stesso discorso può essere ripetuto per ogni elemento chimico 15,9994 u.m.a. se ci si riferisce al singolo atomo 15,9994 g/mol se ci si riferisce ad 1 mole di atomi (6,022x10 23 atomi)

14 FORMULE CHIMICHE FORMULA MOLECOLARE: indica quali e quanti atomi costituiscono una data molecola Esempi: SO 2, anidride solforosa in ogni molecola c è 1 atomo di zolfo e 2 di ossigeno C 12 H 22 O 11, saccarosio - in ogni molecola ci sono 12 atomi di C, 22 di H e 11 di O I 2, iodio in ogni molecola ci sono 2 atomi di iodio NON FORNISCE ALCUNA INFORMAZIONE SUL TIPO DI LEGAME TRA I VARI AD ATOMI Composti chimici differenti possono avere la stessa formula molecolare Es. Alcol etilico C 2 H 6 O Etere dimetilico C 2 H 6 O

15 FORMULE DI STRUTTURA H O S H H O O H C H H H 2 O SO 2 CH 4 Contengono tutte le informazioni sulla molecola (tipo dei legami, disposizione degli atomi, angoli di legame, ) Alcol etilico C 2 H 6 O (oppure C 2 H 5 OH) Etere dimetilico C 2 H 6 O

16 FORMULA MINIMA (O EMPIRICA) INDICA SOLO I RAPPORTI RELATIVI TRA GLI ATOMI DI UN COMPOSTO CHIMICO SI APPLICA SIA A COMPOSTI MOLECOLARI SIA A COMPOSTI IONICI Es.: ETANO (Composto molecolare) C 2 H 6 CH 3 f. struttura f. molecolare f. minima BROMURO DI POTASSIO (Composto ionico) Non esiste come molecola. Gli atomi di potassio (K) hanno una carica elettrica +1 (cationi) mentre gli atomi di bromo hanno una carica elettrica -1 (anioni). Si impacchettano in maniera regolare a formare un cristallo. KBr è la formula minima (per ogni atomo di K c è 1 atomo di Br)

17 BENZENE (composto molecolare) ULTERIORI ESEMPI C 6 H 6 CH f. Struttura tridimensionale f. Struttura di Lewis f. molecolare f. minima CLORURO DI CALCIO (composto ionico) CaCl 2 (formula minima) Non esiste come molecola. Gli atomi di calcio (Ca) hanno una carica elettrica +2 (cationi) mentre gli atomi di cloro hanno una carica elettrica -1 (anioni). Si impacchettano in maniera regolare a formare un cristallo. Per ogni atomo di calcio ci sono 2 atomi di cloro

18 MASSA DI UNA MOLECOLA E MASSA MOLARE Es. Alcol etilico (etanolo) C 2 H 5 OH Massa=2x(12,011 u.m.a.)+6x(1,0079 u.m.a.)+(15,994 u.m.a.)=46,0634 u.m.a Volendola esprimere in grammi si ha: (46,0634 u.m.a)x(1,66057x10-24 g/u.m.a.)=7,6727x10-23 g Se ci si riferisce ad 1 mole di etanolo la massa in grammi è pari a 46,0634g Cloroformio (Triclorometano) CHCl 3 Massa=(12,011 u.m.a.)+(1,0079 u.m.a.)+3x(35,453 u.m.a.)=119,379 u.m.a Volendola esprimere in grammi si ha: (119,379 u.m.a)x(1,66057x10-24 g/u.m.a.)=1,9824x10-22 g Se ci si riferisce ad 1 mole di cloroformio la massa in grammi è pari a 119,379g IN GENERALE, LA MASSA DI 1 MOLE DI SOSTANZA E CHIAMATA MASSA MOLARE ( oppure peso molecolare se trattasi di molecola)

19 Nel caso di composti ionici ha senso parlare di massa molare ma non di peso molecolare in quanto tali composti non esistono sotto forma di molecole Es. CuCl 2 (cloruro rameico) composto ionico Massa molare = (65,38 g/mol) + 2 x (35,453 g/mol) = 136,286 g/mol NaN 3 (sodio azide) composto ionico Massa molare = (22,9898 g/mol) + 3 x (14,0067 g/mol)= 65,0069 g/mol NaHCO 3 (bicarbonato di sodio) composto ionico Massa molare = (22,9898 g/mol) + (1,0079 g/mol) + (12,011 g/mol) + 3 x (15,9994 g/mol)= 84,0069 g/mol

20 NUMERO DI MOLI numero di moli = massa ( g) Massa Molare( g / mol) Es. Calcolare le moli (di molecole) in 10,0 g di CCl 4 (tetracloruro di carbonio) M CCl4 = 12, *35,453 = 153,823 g/mol mol CCl 4 = (10,0 g)/(153,823 g/mol) = 0,0650 mol = 6,50E-2 mol Es. Calcolare le moli (di molecole) in 500 g di C 12 H 22 O 11 (saccarosio); M sacc = 12*12, *1, *15,9994 = 342,299 g/mol; mol sacc = (500 g)/(342,299 g/mol) = 1,46 mol Es. Calcolare le moli (di unità formula) in 250 g di CaCO 3 (carbonato di calcio composto ionico) M CaCO3 = 40, , x15,9994 = 100,0892 g/mol; mol CaCO 3 = (250 g)/(100,0892 g/mol) = 2,4978 mol

21 6,50x10-2 moli di atomi di C 10,0g CCl 4 6,50x10-2 moli di molecole di CCl 4 3,914x10 22 molecole 3,914x10 22 atomi di C 4 x (6,50x10-2 ) = 0,26 moli di atomi di Cl 1,568 x atomi di Cl 500 g di C 12 H 22 O 11 1,46 moli di molecole di C 12 H 22 O 11 8,789x10 23 molecole 12x 1,46=17,52 moli di atomi di C 1,055x10 25 atomi di C 22 x 1,46= 32,12 moli di atomi di H 1,934 x atomi di H 11 x 1,46= 16,06moli di atomi di O 9,671 x atomi di O

22 BILANCIAMENTO DELLE REAZIONI CHIMICHE Esempio classico: sintesi dell ammoniaca N 2 (g) + H 2 (g) NH 3 (g) reagenti prodotti Stato di aggregazione: g=gassoso, l=liquido, s=solido, aq=soluzione acquosa Molecole di azoto (N 2 ) e di idrogeno (H 2 ) possono reagire per dare molecole di ammoniaca (NH 3 ) Non è detto che ciò accada!! Es. mescolando N 2 e H 2 a temperatura e pressione ambiente non succede nulla

23 Bilanciare una reazione significa imporre il PRINCIPIO DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA: Il numero degli atomi di ciascun elemento chimico coinvolto nella reazione si conserva cioè non cambia nel corso della reazione N 2 (g) + H 2 (g) NH 3 (g) n di atomi di N nei reagenti = n di atomi di N nei prodotti n di atomi di H nei reagenti = n di atomi di H nei prodotti QUINDI Coeff. stechiometrici 1N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) 1 molecola di azoto può reagire con 3 molecole di idrogeno per dare 2 molecole di ammoniaca OPPURE 1 mole (di molecole) di azoto può reagire con 3 moli (di molecole) di idrogeno per dare 2 moli (di molecole) di ammoniaca

24 È COMPLETAMENTE SBAGLIATO affermare che 1grammo di N 2 può reagire con 3 grammi di H 2 per dare 2 grammi di ammoniaca UTILIZZANDO LE MASSE MOLARI SI HA 1N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) (1mol N 2 ) x (28g/mol) (3mol H 2 ) x (2g/mol) (2mol NH 3 ) x (17g/mol) = 28 g N 2 = 6 g H 2 = 34 g NH 3 28 g N g H 2 Massa tot.= 34g 34 g NH 3 Massa tot.= 34g LA MASSA TOTALE SI CONSERVA (se il recipiente è chiuso)

25 Bilanciare la seguente reazione Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + H 2 SO 4 (aq) CaSO 4 (s) + H 3 PO 4 (aq) Moltiplico per 3 la formula CaSO 4 per bilanciare gli atomi di Ca e per 2 la formula H 3 PO 4 per bilanciare gli atomi di P Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + H 2 SO 4 (aq) 3CaSO 4 (s) + 2H 3 PO 4 (aq) Occorre bilanciare gli atomi di zolfo (S) per cui moltiplico per 3 la formula H 2 SO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 3H 2 SO 4 (aq) 3CaSO 4 (s) + 2H 3 PO 4 (aq) Verifico se gli atomi di ossigeno sono bilanciati Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 3H 2 SO 4 (aq) 3CaSO 4 (s) + 2H 3 PO 4 (aq) 8 atomi di O 12 atomi di O 12 atomi di O 8 atomi di O Ossigeno bilanciato!

26 Verifico se gli atomi di idrogeno sono bilanciati Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 3H 2 SO 4 (aq) 3CaSO 4 (s) + 2H 3 PO 4 (aq) 6 atomi di H 6 atomi di H idrogeno bilanciato! TUTTA LA REAZIONE E STATA BILANCIATA Qualche informazione sulle sostanze coinvolte in questa reazione. Ca 3 (PO 4 ) 2 fosfato di calcio composto ionico (sale) costituito da ioni Ca 2+ e ioni (fosfato) PO 4 3- H 2 SO 4 acido solforico composto molecolare che quando è disciolto in acqua è dissociato in ioni H + e ioni (solfato) SO 4 2- CaSO 4 solfato di calcio (gesso) composto ionico (sale) costituito da ioni Ca 2+ e ioni SO 4 2- H 3 PO 4 acido fosforico composto molecolare che quando è disciolto in acqua È dissociato in ioni H + e ioni PO 4 3-

27 Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 3H 2 SO 4 (aq) 3CaSO 4 (s) + 2H 3 PO 4 (aq) La precedente reazione può essere letta in questo modo: 1 mole di fosfato di calcio reagisce con 3 moli di acido solforico per dare 3 moli di solfato di calcio e 2 moli di acido fosforico Poiché non tutte le specie coinvolte hanno una struttura molecolare NON HA SENSO DIRE: 1 molecola di fosfato di calcio reagisce con 3 molecole di acido solforico. Sulla base delle masse molari di ciascun composto si ha: Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 3H 2 SO 4 (aq) 3CaSO 4 (s) + 2H 3 PO 4 (aq) 1mol x (309,94g/mol) =309,9g 3mol x (98,1g/mol) =294,3g 3mol x (136,0g/mol) =408,0g 2mol x (97,97g/mol) =195,9g 310 g Ca 3 (PO 4 ) g H 2 SO 4 Massa tot.= 604g 408 g CaSO g H 3 PO 4 Massa tot.= 604g

28 UN METODO MECCANICO PER BILANCIARE LE REAZIONI aca 3 (PO 4 ) 2 (s) + bh 2 SO 4 (aq) ccaso 4 (s) + dh 3 PO 4 (aq) I coefficienti stechiometrici incogniti devono rispettare i seguenti vincoli di bilancio: Bilancio su Ca: Bilancio su P: Bilancio su S: Bilancio su O: Bilancio su H: 3a=c 2a=d b=c 8a+4b=4c+4d 2b=3d 5 equazioni in 4 incognite In realtà non sono tutte indipendenti (3 equazioni indip. in 4 incognite soluz. ) Assegno, arbitrariamente un valore (intero) ad uno qualunque dei coeff. incogniti e calcolo gli altri Es. a=1 c=3, d=2, b=3 Es. c=6 a=2, d=4, b=6 Es. d=1 a=1/2, c=3/2, b=3/2 1Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 3H 2 SO 4 (aq) 3CaSO 4 (s) + 2H 3 PO 4 (aq) 2Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 6H 2 SO 4 (aq) 6CaSO 4 (s) + 4H 3 PO 4 (aq) 1/2Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 3/2H 2 SO 4 (aq) 3/2CaSO 4 (s) + 1H 3 PO 4 (aq)

29 REAGENTE LIMITANTE 1N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Mescolando 20 grammi di azoto con 10 grammi di idrogeno quanti grammi di ammoniaca si possono teoricamente ottenere? Calcolare le moli di N 2 e H 2 20 grammi moli N2 = = 0, 714mol 28g / mol 10 grammi moli H 2 = = 5mol 2g / mol In base alla stechiometria della reazione, per ogni mole di N 2 occorrono 3 moli di H 2 PERTANTO avendo 0,714mol di N 2 servono solo 3x0,714 =2,142mol di H 2 (quantità stechiometrica) H 2 è il reagente in ECCESSO N 2 è il reagente LIMITANTE (una volta consumato tutto l N 2 resta una parte di H 2 non utilizzato)

30 BILANCIO DI MATERIA INIZIALE FINALE Massa (g) moli Massa (g) moli N , H , x 0,714=2,858 NH ,276 2 x 0,714=1,428 TOTALE 30 5, ,286 La massa totale si conserva Le moli non si conservano 1N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)

31 RESA DI UNA REAZIONE 1N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Facendo reagire 20 grammi di azoto con idrogeno in eccesso (es. 10g) si ottengono 20grammi di ammoniaca. Quanto vale la resa (%) della reazione? 20 grammi di azoto (0,714 mol) con idrogeno in eccesso Teoricamente 24,276 grammi NH 3 ( 1,428 mol) Praticamente 20 grammi di NH 3 (1,177 mol) resa% moli NH3 effettive massa NH3 effettiva = 100 = 100 = moli NH teoriche massa NH teorica grammi = 100 = 24,276grammi 82,39%

32 COME SI TRASFORMA IL BILANCIO DI MATERIA INIZIALE FINALE Massa (g) moli Massa (g) moli N ,714 3,53 0,714-1,177/2=0,126 H ,48 5-3x1,177/2=3,240 NH (effettivi) 20g/(17g/mol)=1,177 TOTALE 30 5, ,543 La massa totale si conserva Le moli non si conservano Una porzione di N 2 resta inutilizzato nel reattore

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