Chimica appunti

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CALCOLI CHIMICI FONDAMENTALI

MOLE

Una mole di qualunque specie chimica è la quantità che contiene lo stesso numero di atomi contenuti in 12g di ¹²C. Tale numero è pari a 6.023´10²³ (numero di Avogadro).

L’atomo di ¹²C ha, per definizione, una massa di 12u.m.a. (unità di massa atomica).

Una mole di atomi (o molecole o ioni) corrisponde alla massa atomica (o molecolare) espressa in grammi. Quindi la massa atomica (o molecolare) si può scrivere in unità “g/mole”.

Indicando con “n” il numero di moli, con P.M. il peso molecolare (espresso in g/mole) e con “g” il peso (espresso in grammi) di una sostanza si ha:

n = g/PM

NUMERO DI OSSIDAZIONE (n.o.)

Il numero di ossidazione di un atomo in un composto è la carica, positiva o negativa, che possiederebbe l’atomo, rispetto all’atomo neutro, se gli elettroni di legame venissero attribuiti all’atomo più elettronegativo (F > O > N > Cl > C > H).

La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi presenti in un composto neutro è zero, mentre in una specie carica è pari alla carica del composto.

Si ricava che:

a) Nei composti ionici, il n.o. dell’atomo è pari alla carica dello ione;

Esempio:

CdCl₂: n.o.(Cd) = + 2, n.o.(Cl) = - 1

b) Il n.o. di un elemento allo stato libero, non combinato, è zero;

Esempio:

Cl₂: n.o.(Cl) = 0, O₂: n.o.(O) = 0

c) Il n.o. dell’idrogeno nei composti è sempre uguale a + 1, tranne negli idruri metallici, in cui esso ha numero di ossidazione uguale a -1;

d) Il n.o. dell’ossigeno nei composti è sempre uguale a - 2, tranne nei perossidi, dove il n.o. = - 1 e nei superossidi, dove il n.o. = - ½. Infine solo nel composto OF₂, il n.o. di O è + 2;

e) Il n.o. dei metalli alcalini (Li, Na, K, Rb, Cs) è sempre + 1, così come per i metalli alcalino-terrosi (Ca, Mg, Ba, Sr) è sempre + 2;

La somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi presenti in un composto neutro è zero, mentre in una specie carica è pari alla carica.

Esempio:

Calcolare il n.o. di alcuni elementi.

-n.o.(Cl) in Cl₂O₇

2(x) + 7(-2) = 0 x = + 7

-n.o.(P) in Na₃PO₄

3(+1) + x + 4(-2) = 0 x = + 5

-n.o.(N) in NH₄⁺

x + 4(+1) = + 1 x = - 3

-n.o.(C) in CH₄

x + 4(+1) = 0 x = - 4

-n.o.(Cr) in K₂Cr₂O₇

2(+1) + 2(x) + 7(-2) = 0 x = + 6

PESO EQUIVALENTE (P.E.)

Il peso equivalente è la quantità che reagisce in un rapporto 1:1. Coincide oppure è una frazione del peso molecolare della sostanza (P.M.). Si definisce per ogni tipo di reazione.

Reazioni acido-base

Il peso equivalente di un acido o di una base è la quantità (espressa in g) che cede o acquista 1 mole di H⁺.

P.E. = P.M./a (a = numero di protoni scambiati)

Esempio:

HCl + H₂O = H₃O⁺+ Cl^- P.E.(HCl) = P.M.

H₃PO₄ + 3H₂O = 3H₃O⁺ + PO₄³^- P.E.(H₃PO₄) = P.M./3

Il P.E. di una sostanza non è sempre lo stesso, ma dipende dalla reazione considerata.

Esempio:

H₃PO₄ + 2H₂O = 2H₃O⁺ + HPO₄²^- P.E.(H₃PO₄) = P.M./2

Reazioni redox

Il peso equivalente di una sostanza che partecipa ad una reazione redox è la quantità (espressa in g) che scambia 1 mole di elettroni.

P.E. = P.M./a (a = numero di elettroni scambiati)

Esempio:

Fe³⁺ + 2I^- = Fe²⁺ + I₂ P.E.(Fe) = P.A.(Fe)

Ce⁴⁺ + Sn²⁺ = Ce³⁺ + Sn⁴⁺ P.E.(Sn) = P.A.(Sn)/2

P.E.(Ce) = P.A.(Ce)

Esempio:

Ambiente acido: MnO₄^- + 5e + 8H⁺ = Mn²⁺ + 4H₂O P.E. = P.M./5

Esempio:

Ambiente neutro: MnO₄^- + 3e + 2H₂O = MnO₂ + 4OH^- P.E. = P.M./3

EQUIVALENTE

Un equivalente (eq) di una sostanza corrisponde ad una quantità in grammi pari al P.E. della sostanza.

In generale:

eq = peso (g)/P.E.

Un equivalente di una qualunque sostanza reagisce sempre con un equivalente di un’altra sostanza.

MODI DI ESPRIMERE LA CONCENTRAZIONE

UNITA’ FISICHE

1) %p/p = (peso soluto (grammi)/peso soluzione (grammi))´100

Indicando con p = peso soluto (grammi) e con s = peso soluzione (grammi) si ha:

C_P% = (p/s)´100

C_P = (p/s)

E’ la concentrazione più utilizzata.

2) %p/v = (peso soluto (grammi)/volume soluzione (cm³))´100

Indicando con p = peso soluto (grammi) e con v = volume soluzione (cm³) si ha:

C_V% = (p/v)´100

C_V = (p/v)

3) %v/v = (volume soluto (cm³)/volume soluzione (cm³))´100

Indicando con v₂ = volume soluto (cm³) e con v = volume soluzione (cm³) si ha:

C_V2% = (v₂/v)´100

C_V2 = (v₂/v)

Esempio:

Preparare 80g di una soluzione al 15% (p/p) di NaOH.

C_P = 0.15 = (p/s)

s = 80g, p = 0.15´80g = 12g di NaOH

Bisogna, quindi, pesare 12g di NaOH in un becher ed aggiungere acqua fino a 80g totali.

UNITA’ CHIMICHE

1) Molarità (M)

M = moli soluto/volume soluzione (dm³)

M = n/V

2) Normalità (N)

N = equivalenti di soluto/volume soluzione (dm³)

N = eq/V

M = N/a (a = numero di protoni o elettroni scambiati)

3) Molalità (m)

m = moli soluto/massa di solvente (Kg)

m = n/P

4) Frazione molare del soluto (x₂) e del solvente (x₁)

x₂ = (moli soluto)/(moli soluto + moli solvente)

x₁ = (moli solvente)/(moli soluto + moli solvente)

x₁ + x₂ = 1

Esempio:

Calcolare la molarità di una soluzione acquosa di HCl concentrato (37% (p/p), densità = d = 1.184g/cm³, P.M.(HCl) = 36.46g/mol).

C_P = 0.37 = (p/s)

C_V = 0.37´1.184g/cm³ = 0.438g/cm³

M = C_V/(P.M.)´1000cm³/dm³ = 12.01moli/dm³ = 12.01M

Esempio:

Preparare 400cm³ di NaOH 0.5M a partire da una soluzione 20% (p/p) di NaOH (P.M. = 40g/mole).

M = n/V

n = 0.5mol/dm³´0.4dm³ = 0.2mol = 0.2mol´40g/mol = 8.0g

C_P = (p/s) = 0.2

s = p/C_P = 8.0g/0.2 = 40g

Bisogna, quindi, pesare 40g di soluzione ed aggiungere acqua fino ad un volume complessivo di 400cm³.

Esempio:

Preparare 500cm³ di una soluzione 0.2N di Ba(OH)₂ (P.M. = 171.36g/mole).

P.E. = P.M./2 = 85.68g/eq

eq = N´V = 0.2eq/dm³´0.5dm³ = 0.1eq = 0.1eq´85.68g/eq = 8.568g

Bisogna, quindi, pesare, 8.568g di soluzione ed aggiungere acqua fino ad un volume complessivo di 500cm³.

Esempio:

Calcolare la Normalità di una soluzione 0.5M di H₂SO₄.

N = M´a = 0.5´2 = 1.0N

Esempio:

Calcolare la Molarità di una soluzione 0.15N di KMnO₄ se il permanganato di potassio agisce in soluzione acida.

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O

P.E. = P.M./5

M = N/5 = 0.15/5 = 0.03M

CALCOLI DI COMPOSIZIONE

Esempio:

Quanti grammi di calcio sono contenuti in 20.5g di Ca(NO₃)₂? Sapendo che P.A.(Ca) = 40.08g/mol e P.M.(Ca(NO₃)₂) = 164.10g/mol.

n(Ca(NO₃)₂) = 20.5g/164.10g/mol = 0.125mol

In accordo alla stechiometria del composto si ha:

n(Ca(NO₃)₂) = n(Ca)

n(Ca) = 0.125mol

Da cui si ha:

g(Ca) = 0.125mol´40.08g/mol =5.01g

Esempio:

Calcolare quanti grammi di alluminio sono contenuti in 13.7g di Al₂O₃.

Sapendo che P.A.(Al) = 26.98g/mol e P.M.(Al₂O₃) = 101.96g/mol.

n(Al₂O₃) = 13.7g/101.96g/mol = 0.134mol

In accordo alla stechiometria del composto si ha:

n(Al) = 2´n(Al₂O₃)

n(Al) = 2´0.134mol = 0.268mol

Da cui si ha:

g(Al) = 0.268mol´26.98g/mol = 7.23g

CALCOLI BASATI SU REAZIONI CHIMICHE

Esempio:

Ad alta temperatura CaO reagisce con il carbone per dare CaC₂. Quanti grammi di C si consumano per trasformare 48g di CaO?

Sapendo che P.A.(C) = 12.011g/mol e P.M.(CaO) = 56.08g/mol.

La reazione, bilanciata, da considerare è:

CaO + 3C = CaC₂ + CO

n(CaO) = 48g/56.08g/mol = 0.856mol

In accordo alla stechiometria della reazione si ha:

n(C) = 3´n(CaO) = 3´0.856mol = 2.568mol

Da cui si ha:

g(C) = 2.568mol´12.011g/mol = 30.84g

Esempio:

Stabilire quanti grammi di Cr si ottengono dalla reazione di 10g di Al con 40g di Cr₂O₃ e quanto del reattivo in eccesso resta non reagito.

Sapendo che P.A.(Al) = 26.98g/mol, P.A.(Cr) = 52.00g/mol, P.M.(Al₂O₃) = 101.96g/mol e P.M.(Cr₂O₃) = 152.00g/mol.

La reazione, bilanciata, da considerare è:

2Al + Cr₂O₃ = Al₂O₃ + 2Cr

Occorre stabilire, anzitutto, il reagente in difetto che determinerà la massima quantità di prodotto ottenibile.

n(Al) = 10g/26.98g/mol = 0.371mol

n(Cr₂O₃) = 40g/152.00g/mol = 0.263mol

In accordo alla stechiometria della reazione si ha:

n(Al) = 2´n(Cr₂O₃) = 2´0.263mol = 0.526mol

L’alluminio è, quindi, il componente in difetto.

n(Cr) = n(Al) = 0.371mol

Da cui si ha:

g(Cr) = 0.371mol´52.0g/mol = 19.29g

Per stabilire quanto di Cr₂O₃, reagente in eccesso, resta non reagito si considera la stechiometria della reazione e in accordo alla quantità che reagisce con Al si sottrae quest’ultima alla quantità di Cr₂O₃ che si dispone in partenza.

Quindi:

n(Cr₂O₃)_reagiscono = ½n(Al) = 0.186mol

n(Cr₂O₃)_{non reagite} = (0.263 - 0.186)mol = 0.077mol

g(Cr₂O₃) = 0.077mol´152.00g/mol = 11.70g

CALCOLI BASATI SU REAZIONI CHIMICHE

Esempio:

Stabilire quanti grammi di ZnO si formano riscaldando, ad alta temperatura ed in presenza di aria, 1kg di ZnS.

Sapendo che P.M.(ZnO) = 81.37g/mol e P.M.(ZnS) = 97.43g/mol.

La reazione, bilanciata, da considerare è:

ZnS + (3/2)O₂ = ZnO + SO₂

n(ZnS) = 1000g/97.43g/mol = 10.26mol

In accordo alla stechiometria della reazione si ha:

n(ZnS) = n(ZnO) = 10.26mol

Da cui si ha:

g(ZnO) = 10.26mol´81.37g/mol = 834.85g

Fonte: https://www.docenti.unina.it/downloadPub.do?tipoFile=md&id=124612

Sito web da visitare: https://www.docenti.unina.it

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