02 Esercitazione con soluzioni

12/10/2012
•Composizioni percentuali
•Soluzioni
•Molarità, molalità, frazione molare
•Diluizioni
•Reazioni chimiche, bilanciamento
•Reagente limitante ed in eccesso; resa percentuale
COMPOSIZIONE PERCENTUALE
In un composto i rapporti tra le masse degli elementi che lo
compongono sono sempre COSTANTI.
Es: in tutti i campioni di H2O la massa dell’ idrogeno è 11%, quella
dell’ossigeno è 89%.
100 g H2O = 89 g O2 + 11 g H2
Esempio per H2O:
1 atomo di ossigeno nella molecola
1 × 15.9994 (g/mol)
% O2 =
= 0.89 = 89%
18.0152 (g/mol)
% H2
2 × 1.0079 (g/mol)
= 0.11 = 11%
18.0152 (g/mol)
la somma delle
percentuali
deve dare 100!!
2 atomi di idrogeno nella molecola
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ESERCIZIO 1:
Calcolare la percentuale in massa degli elementi contenuti
nell’anidride carbonica (o biossido di carbonio, CO2).
MMCO2 = (12.011+2·15.9994) = 44.0098 g/mol
g
%X =
% dell’elemento X nella molecola:
%O =
15.9994
g
mol
×2
44.0098
g
mol
× 100 = 73%
Attenzione: la somma
delle % approssimate
deve dare 100!
g
%C =
12.011 mol × 1
44.0098
g
mol
MMX (mol )×nX (atomi)
× 100
g
MMmolecola (mol
)
× 100 = 27%
ESERCIZIO 2:
Calcolare la percentuale in massa di ferro Fe nei seguenti
composti:
a) Carbonato ferroso (carbonato di Fe(II)): FeCO3
b) Ossido ferrico (ossido di Fe (II)): Fe2O3
c) Magnetite (ossido misto FeO + Fe2O3): Fe3O4
a) MM (FeCO3) = 115.86 g/mol
g
MMFe (mol ) × nFe (atomi)
g
mol
MM FeCO3 (
%Fe(inFeCO3) = 48.2%
)
g
55.85(mol ) × 1
× 100 =
g
mol
115.86 (
× 100
)
48%
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b) MM (Fe2O3) = 159.79 g/mol
g
%Fe(inFe2O3) =
MMFe (mol ) × nFe (atomi)
g
mol
MM Fe2O3 (
%Fe(inFe2O3) =
g
55.85 (mol ) × 2
× 100 =
g
mol
159.7 (
)
69.94%
× 100
)
70%
c) MM (Fe3O4) = 231.54 g/mol
g
%Fe(inFe3O4) =
MMFe (mol ) × nFe (atomi)
g
mol
MM Fe3O4 (
%Fe(inFe3O4) =
)
72.36%
g
55.85 (mol ) × 3
× 100 =
g
mol
231.54 (
× 100
)
72%
Le soluzioni
• Sistema omogeneo costituito da almeno due componenti
• Il componente maggioritario è solitamente chiamato solvente
• I componenti in quantità minore sono chiamati soluti
Es. manciata di sale da cucina (NaCl) in pentola d’acqua: il sale (la sostanza
che si dissolve) si chiama SOLUTO e l’H2O (la sostanza in cui il soluto si
dissolve) si chiama SOLVENTE. La miscela è complessivamente chiamata
SOLUZIONE.
Per caratterizzare una soluzione occorre specificare, oltre ai componenti,
anche le loro abbondanze relative. In genere si usano grandezze
intensive. Una delle più impiegate è la concentrazione, che puo’ essere
espressa in vari modi:
• Molarità (M) = moli di soluto / 1 dm3 di soluzione (1L)
• Molalità (m) = moli di soluto / 1 kg di solvente
• Frazione molare (χ1) = n1/(n1+n2)
• Massa percentuale = (massa soluto/massa solvente) × 100
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ESERCIZIO 3:
Determinare la molarità della soluzione commerciale di acido muriatico (HCl
dil.) sapendo che 125 ml di soluzione contengono 27.3 g di HCl.
Molarità = n/Vsol= ?
nHCl = gHCl/MMHCl
MMHCl= 36.4609 g/mol
nHCl = 27.3 g/36.4609 g/mol = 0.749 mol
[ 5.99 M]
M = 0.749 mol/0.125 L = 5.99 mol/L= 5.99 M
ESERCIZIO 4:
Calcolare la massa di solfato di sodio (Na2SO4) necessaria per preparare
0.500 litri di una soluzione 0.150 M.
Se M= n/V n = M·V
0.500 L · 0.150 mol/L = 0.075 mol di Na2SO4
0.075 mol · 142.04 g/mol (MM di Na2SO4) = 10.7 g
[10.7 g]
ESERCIZIO 5:
Le persone che fumano marijuana possono essere individuate analizzando il
contenuto di ditetraidrocannabinolo (THC) delle urine. Il limite attuale di
rilevabilità è 20 ng (nanogrammi) per mL di urina. Calcolare la molarità della
soluzione al limite della rilevabilità sapendo che la massa molecolare del
THC è 315 g/mol.
nTHC= 2 · 10-8 g / 315 g/mol = 6.3 · 10-11 mol
M = 6.3 · 10-11 mol/1 · 10-3 L = 6.3 · 10-8 mol/L
[6.3 10-8 M]
ESERCIZIO 6:
Calcolare la concentrazione della soluzione ottenuta quando 15.0 mL di HCl
6.00 M sono diluiti con 25.0 mL di H2O.
nHCl = M · V = 6.00 mol/L · 15.0 · 10-3 L = 90.0 · 10-3 mol
Devo poi calcolare la nuova molarità della soluzione rispetto al
Volume totale (V soluzione+ V diluente). Quindi:
90.0 · 10-3 mol / (15.0+25.0) · 10-3 L = 2.25 M
[2.25 M]
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DILUIZIONI
Volume iniziale x conc.iniziale = Volume finale x conc. finale
Vi . [X]i = Vf . [X]f
Esempio: qual è il volume di una soluzione 0.0380 M di KMnO4 che dovrebbe
essere usato per preparare 250 mL di una soluzione 2.50 mM di KMnO4(aq) ?
Vi =
Vf × [ KMnO4 ] f
[ KMnO4 ]i
[16.4 mL]
Vi= 250 mL x 2.50 x 10-3 M/ 3.8 x 10-2 M = 16.4 mL
ESERCIZIO 7:
Calcolare il volume di una soluzione 0.0155 M di HCl necessario per preparare 100 mL
di una soluzione 0.523 mM di HCl
[3.37 mL]
Vi= 100 mL x 0,523 x 10-3 M/ 0,0155 M = 3,37 mL
Frazione molare
χ1 =
n1
n1 + n2
ESERCIZIO 8:
Una soluzione è stata preparata sciogliendo 3.50 g di metanolo (CH3OH) in
50.90 g di H2O. Calcolare la frazione molare dei 2 componenti.
nCH OH= 3.50 g / 32.0424 g/mol = 0.109 mol
3
nH O= 50.90g / 18.0153 g/mol = 2.825 mol
2
χ CH OH =
3
nCH 3OH
nH 2O + nCH 3OH
χH O =
2
n H 2O
nH 2O + nCH 3OH
xCH OH= 0.109mol / (0.109+2.825)mol = 0.0372
3
xH O= 2.825 mol / (0.109+2.825)mol = 0.963
2
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ESERCIZIO 9:
Si sciolgono 10.30 g di HCl in una quantità di acqua tale da ottenere
200.5 mL di soluzione. Calcolare la molarità e la molalità sapendo che la
densità della soluzione è 1.021 g/mL
10.30g / 36.461 g/mol = 0.282 mol
0.282 mol / 0.2005 L = 1.41 M
La molalità esprime le moli di soluto in 1 Kg di solvente. Dalla molarità
della soluzione risulta che 1.41 mol di HCl sono contenute in 1 L di
soluzione avente densità 1.021 g/mL, quindi 1.41 mol di HCl sono contenute
in 1021g di soluzione.
La massa del solvente è data dalla differenza tra la massa della soluzione
e quella del soluto (1.41 mol x 36.461 g/mol = 51.4 g HCl)
1021g-51.4g = 9.7 x 102 g di solvente
Quindi, 1.41 mol di HCl, corrispondenti a 51.4 g, sono contenuti in 0.970
Kg di solvente. La molalità è quindi:
1.41 mol /0.970Kgsolv = 1.45 m
ESERCIZIO 10:
Data una soluzione di H2SO4 al 53.60% in peso e sapendo che la
densità è 1. 44 g/mL, calcolare la M
1L di questa soluzione ha una massa di 1.44x103 g/L e contiene:
1.44 x 103g/L x 53.6/100 = 772 g/L di H2SO4, corrispondenti a :
772 g/L/98.078 g/mol = 7.87 mol/L = 7.87 M
ESERCIZIO 11:
Calcolare la M di una soluzione ottenuta miscelando 75.0 mL di HCl 0.200
M con 25.8 mL di HCl 0.450M, assumendo che i volumi siano additivi.
75.0 x 10-3 L x 0.200 mol/L = 1.50 x 10-2 mol
25.8 x 10-3 L x 0.450 mol/L = 1.16 x 10-2 mol
Numero totale di moli di HCl sarà:
(1.50 x 10-2 mol + 1.16 x 10-2 mol) = 2.66 x x 10-2 mol
V totale = (75.0 + 25.8) mL = 100.8 mL
M = 2.66 x x 10-2 mol/ 100.8 x 10-3 L = 0.264 M
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ESERCIZIO 12:
In una reazione si devono usare 0.240 L di soluzione di KOH 0.500 M.
Quanti mL di soluzione di KOH al 15.9% in peso (d=1.145 g/mL) devono
essere diluiti con acqua per ottenere la soluzione desiderata?
0.240 L x 0.500 mol/L = 0.120 mol
Indicando con x il volume in mL necessario si ha:
x ×1.145 × 15. 9 100
56.109
x=
= 0.120
0.120 × 56.109
= 37.0
1.145 × 0.159
moli di KOH
mL da diluire
ESERCIZIO 13:
Una soluzione di NaOH al 36.00% in massa ha una densità pari a 1.390
g/cm3.
a) Determinare la massa di NaOH disciolta in 1.00 L di soluzione.
b) Calcolare la concentrazione molare (molarità) della soluzione.
a) 1.390 g/cm3 = 1.390 g/mL = 1390g/L
Allora in 1 L di soluzione
mNaOH = 1390g × 0.36 = 500 g
b) M= n°moli /L
n° = m / MM
MMNaOH = 39.997
= 500g / 39.997g/mol = 12.5 mol
E quindi M = 12.5 mol / 1L= 12.5 M
[ a. mNaOH= 500 g; b. 12.5 M]
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Le reazioni chimiche
reagenti
aA + bB → cC + dD
prodotti
Coefficienti stechiometrici (atomi o molecole) (moli)
Un’equazione chimica esprime le identità e le quantità delle sostanze
che partecipano a una trasformazione chimica.
Regole pratiche per bilanciare le reazioni chimiche:
1) Scrivere l’equazione chimica utilizzando i simboli degli elementi
2) Scrivere la formula corretta di reagenti e prodotti ricordando
che esistono elementi allo stato biatomico (H2,O2,N2,Cl2,F2,Br2,I2)
3) Bilanciare “ opportunamente” le masse tramite i coefficienti
stechiometrici (ricordando la legge di Lavoisier)
4) Controllare che ogni elemento sia bilanciato
Attenzione!
Le reazioni si bilanciano modificando SOLO i coefficienti
davanti alle formule e MAI cambiando i pedici!
Nel bilanciare una reazione è meglio cominciare con un
elemento che compare in un’unica specie (o nel numero
minore) su ogni lato della reazione.
Quando uno dei reagenti o dei prodotti esiste come elemento
libero bilanciare questo elemento per ultimo.
In alcune reazioni certi gruppi di atomi ( ad esempio ioni
poliatomici) restano immutati. In tal caso si possono bilanciare
questi gruppi come unità.
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ESERCIZIO 14:
Bilanciare le seguenti reazioni:
a) Cr + O2
Cr2O3
4Cr + 3O2
b) SiH4
2Cr2O3
Si + H2
SiH4
c) NO2 + H2O
Si + 2H2
HNO3 + NO
3NO2 + H2O
2HNO3 + NO
d) AgNO3 + Cu
Cu(NO3)2 + Ag
2AgNO3 + Cu
e) Mg + N2
Cu(NO3)2 + 2Ag
Mg3N2
3Mg + N2
f) P + O2
4P + 5O2
g) K + H2O
2K + 2H2O
h) CH4 + O2
CH4 + 2O2
Mg3N2
P4O10
P4O10
H2 + KOH
H2 + 2KOH
CO2 + H2O
CO2 + 2H2O
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Esercizio 15: classificare le seguenti reazioni:
1) NaOH + KNO3 NaNO3 + KOH
1) Spostamento
2) CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
2) Combustione
3) 2 Fe + 6 NaBr 2 FeBr3 + 6 Na
3) Spostamento
4) AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCl(s) + KNO3(aq)
4) Precipitazione o
doppio spostamento
5) CaSO4 + Mg(OH)2 Ca(OH)2 + MgSO4
5) Spostamento
6) NH4OH + HBr H2O + NH4Br
6) Acido Base
7) Pb + O2 PbO2
7) Sintesi
8) Na2CO3 Na2O + CO2
8) Decomposizione
ESERCIZIO 16:
La soda caustica è spesso preparata commercialmente facendo reagire
carbonato di sodio (Na2CO3) con calce spenta (Ca(OH)2), ottenendo
soda caustica (NaOH) e carbonato di calcio (CaCO3).
Scrivere, bilanciare e classificare la reazione data.
La reazione data è la seguente:
Na2CO3 + Ca (OH ) 2 → NaOH + CaCO3
E’ una reazione di
SCAMBIO!
Na2CO3 + Ca (OH ) 2 → 2 NaOH + CaCO3
Ora la reazione è bilanciata!
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ESERCIZIO 17:
Bilanciare e classificare le seguenti reazioni:
a) SO3
SO2 + O2
b) NH4NO2
N2 + H2O
c) CH4 + O2
CO2 + H2O
a) SO3
SO2 + O2
Anidride solforica Anidride solforosa
Reazione di Decomposizione
Ossigeno
Devo avere una differenza di atomi di O tra reagenti e prodotti
multipla di 2 per avere poi O2!
2SO3
2SO2 + O2
Ora la reazione è bilanciata!
La corrispondente Reazione di Sintesi è: 2SO2 + O2
b) NH4NO2
Nitrito di ammonio
N2 + H2O
Azoto
2SO3
Reazione di decomposizione
Acqua
Da ogni molecola di NH4NO2 ottengo 2 atomi di N quindi: N2
Il resto: H…O formerà 2 molecole di H2O!
NH4NO2
N2 + 2H2O
Ora la reazione è bilanciata!
La corrispondente Reazione di Sintesi è:
c) CH4 + O2
CO2 + H2O
N2 + 2H2O
NH4NO2
Reazione di combustione
Metano
Da ogni molecola di CH4 ottengo: 1 molecola di CO2 e 2 molecole di H2O
CH4 + O2
CO2 + 2H2O
Poi bilancio l’ossigeno di conseguenza!
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
Ora la reazione è bilanciata!
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ESERCIZIO 18:
Calcolare quanti g di HCl reagiscono con 60 g di Ca(OH)2
Ca(OH)2 + HCl
CaCl2 + H2O
Ca(OH)2 + 2HCl
CaCl2 + 2H2O
nCa(OH)2= 60 g / 74 g/mol = 0.81 mol
nHCl = 2 nCa(OH)2 = 0.81 mol x 2
g HCl= (0.81 x 2) mol x 36.5 g/mol = 59 g
Calcolare la massa di acido cloridrico che si può ottenere da 15 g da PCl3
secondo la reazione (da bilanciare)
PCl3(g) +
H2O(l)
HCl(aq) +
H3PO3(aq)
[11.96 g]
REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE IN ECCESSO
Generalmente i reagenti non vengono mescolati con il rapporto preciso richiesto
dalla reazione. Al contrario si usa un reagente “in eccesso” (di solito il meno caro).
Esempio: antimonio e iodio riscaldati insieme formano lo ioduro di antimonio (III)
2 Sb(s) + 3I2(s) → 2 SbI3(s)
Supponiamo di mescolare 15 moli di Sb con 15 moli di I2
Per avere l’equivalenza le moli di I2 dovrebbero essere i 3/2 delle moli di Sb
Reagente limitante I2 (reagisce completamente)
Reagente in eccesso: Sb (10 moli di Sb reagiscono, restano in eccesso 5 moli)
La quantità di prodotto viene determinata dalla quantità di reagente limitante
tenendo conto dei coefficienti stechiometrici: nSbI3= 2/3 nI2 = 10 moli
… schematicamente
2 Sb(s) + 3I2(s) → 2 SbI3(s)
Inizio
15
15
Moli che reagiscono
10
15
Fine
5
0
0
10
A reazione completa rimangono 10 moli di prodotto e 5 moli di reagente in eccesso.
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Esempio: data la reazione CaCl2 + K2Cr2O7 + H2O → CaCrO4 + KCl + HCl
Determinare la quantità di KCl prodotta se si mettono in un reattore
5 g di CaCl2, 10 g di K2Cr2O7 e 10 g di H2O.
1. Bilanciare la reazione
2CaCl2 + K2Cr2O7 + H2O → 2CaCrO4 + 2KCl + 2HCl
5g
10 g
10 g
2. Determinare le quantità dei reagenti in moli
MM[CaCl2]= 110 g/mol n[CaCl2] = 5g/(110 g/mol)) =0.045 mol
MM[K2Cr2O7] = 294 g/mol n[K2Cr2O7] = 10 g/(294 g/mol)) =0.034 mol
MM[H2O] = 18 g/mol n[H2O] = 10 g/(18 g/mol)) =0.55 mol
3. Determinare il reagente limitante
2CaCl2 + K2Cr2O7 + H2O = 2CaCrO4 + 2KCl + 2HCl
Reagente
limitante
0.045/2
0.034/1 0.55/1
0.022
0.034
0.55
4. Determinare la quantità di prodotto sulla base del reagente limitante
n[KCl] = 2/2 n[CaCl2] = 0.045 mol m[KCl] = 0.045 mol × 74.5 g/mol = 3.35 g
Resa di una reazione
Spesso la quantita' di prodotti che si ottiene da una reazione e' inferiore a cio' che
ci si potrebbe aspettare dall'analisi della pura e semplice stechiometria (ad
esempio, una parte del prodotto puo' andare perduta durante i processi di
isolamento e purificazione). Si definisce resa percentuale di una reazione la
percentuale di prodotto ottenuto rispetto alla quantita' teorica massima ottenibile.
Resa% =
Massa sperimentale
× 100
Massa teorica
Esempio: Riscaldando in eccesso di piombo 24.0 g di nitrato di potassio si sono
formati 13.8 g di nitrito di potassio secondo la reazione
Pb(s) + KNO3(s) →
PbO(s) + KNO2(s)
Calcolare la resa percentuale della reazione.
n[KNO3] = 24.0 g / (101g/mol) = 0.238 mol
n[HNO2] = n[HNO3] = 0.238 mol
m[HNO2] = 0.238 mol × 85.0 g/mol = 20.2 g (che avrei dovuto ottenere se avessi
avuto una resa del 100%)
Resa% =
13.8 g
m[KNO2 ] EFFETTIVA
×100 =
×100 = 68%
m[KNO2] TEORICA
20.2 g
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ESERCIZIO 19
Calcolare il numero di moli di diossido di azoto che si possono ottenere da
0.35 moli di ossido di azoto e 0.25 moli di O2. Identificare il reagente
limitante e quello in eccesso.
NO2
NO + O2
2NO + O2
2NO2
1 mol NO = 1 mol NO2
0.35 mol NO = 0.35 mol NO2
L’ossido di azoto è
1 mol O2 = 2 mol NO2
è il REAGENTE LIMITANTE
0.25 mol O2 = 0.50 mol NO2
Infatti: 2 mol di NO reagiscono con 1 mol di O2
0.35/x = 2/1
x = 0.35/2 = 0.175
(0.25 -0.175) mol = 0.075 mol in eccesso di O2
ESERCIZIO 20
Nella seguente reazione
Fe2O3 (s) + Al(s) → Al2O3(s) + Fe(s)
Calcolare la massa di ferro metallico che si può preparare da 150 g di Al e
250 g di Fe2O3.
Fe2O3 (s) + 2 Al(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s)
nFe prodotti da 150 g di Al: 150/26.982 g/mol = 5.56 mol di Al= mol di Fe
nFe prodotti da 250 g di Fe2O3: 250/159.691 g/mol x 2 molFe /1 molFe2O3=
= 3.13 mol di Fe
Fe2O3 è il reagente limitante
massa di Fe = 3.13 mol x 55. 847 g/mol = 175 g di Fe
[R: mFe= 175 g]
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ESERCIZIO 21
Esame 23 settembre 2002, fila B, E-5
Bilanciare la reazione Fe + Cl2 FeCl3
E calcolare quanti grammi di cloro servono per avere una reazione completa
con 5.0 g di ferro. Scrivere inoltre quante moli e quanti grammi di FeCl3 si
ottengono.
Se si ottengono 8.0 g di FeCl3 , quale è la resa percentuale della reazione?
2 Fe + 3 Cl2
2 FeCl3
nFe = 5.0 g /55.85 g/mol = 0.09 mol
nCl2= 3/2 nFe
nFeCl3= nFe = 0,09 mol
nCl2= 3/2 x 0.09 mol = 0.13 mol
massa di Cl2 = 0.13 mol x 70.9 g/mol = 9.52 g
massa di FeCl3= 0.09 mol x 162.2 g/mol = 14.6 g
Poiché si ottengono effettivamente solo 8.0 g di FeCl3, la resa % della
reazione è :
R% = 8g/14.6g x 100 = 55%
[R: 9.52 g ; 0,09 mol ; 14.6 g ;R%=55% ]
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