Leggi ponderali 2012

Le Leggi ponderali
Classi prime
Biennio Industriali
Anno Scolastico 2010/2011
Obiettivi




Verificare la legge di Lavoisier raccogliendo e
confrontando dati sperimentali ottenuti in
laboratorio
Verificare la legge di Proust raccogliendo e
confrontando dati sperimentali ottenuti in
laboratorio
Acquisire esperienza diretta sulle reazioni
chimiche per riconoscere quando queste
avvengono
Comprendere come l’impostazione del metodo
di lavoro possa influenzare l’esito di un
esperimento
Legge di Lavoisier

Quando una reazione chimica avviene in un
ambiente chiuso:
 La
somma delle masse dei reagenti è uguale alla
somma delle masse dei prodotti

Un sistema di reazione si definisce chiuso
quando:
 Non
scambia materia con l’ambiente circostante (può
scambiare energia)

Viene chiamata anche:
 Legge
della conservazione della massa
Legge di Lavoisier
• In una reazione chimica
– La somma delle masse dei reagenti è
uguale alla somma delle masse dei prodotti
• Legge della conservazione della massa
• Deriva dal principio di conservazione
– Niente si crea e niente si distrugge
Significato di legge e di
ponderale
• La legge descrive un fenomeno, anche
matematicamente, ma non lo spiega
• Invece la teoria offre anche una
spiegazione al fenomeno
• Le 3 leggi ponderali e la teoria atomica
• Le 3 leggi di Keplero e la Teoria gravitazionale
di Newton
• Sono leggi che studiano le masse delle
sostanze coinvolte nelle reazioni
(ponderale = relativo al peso)
La I legge matematicamente
• La prima legge può quindi essere
rappresentata da una relazione
matematica
• mR = mP
• mR = mP
• Per esempio
•
•
A+BC+D
mA + mB = mC + mD
Applicazione della Legge di
Lavoisier
2H2(g) + __O2(g) → 2H2O(l)
 4 g + 32 g = 36 g
 Conoscendo le masse dei reagenti si può
prevedere la massa dei prodotti ottenibili
 2 g + 16 g = 18 g
 Il bilanciamento delle equazioni chimiche è
una applicazione della legge
 Nessun atomo si crea né si distrugge

Legge di Proust

Quando due o più elementi si combinano
(reagiscono) per dare un composto…
 Le
masse dei reagenti stanno fra loro
secondo rapporti definiti e costanti

è chiamata anche
 Legge
delle proporzioni definite e costanti
La II legge in matematica
• Anche la legge di Proust può essere espressa in
forma matematica semplice
• Per una reazione tipo
•
•
A + B  AB
mA/mB = cost.
•
•
•
•
•
•
2g di H reagiscono sempre con 16 g di O
1 mg di H reagisce con 8 mg di O
32 t di O reagiscono con 4 t di H
0,35 g di H reagiscono con
2,8 (=0,35*8) g di O
Il rapporto delle masse è sempre di 1:8
• Quindi, per la formazione di acqua (H2O)
Esercizio n° 14 di pg 85
• 28 g di S (zolfo) si combinano completamente
con il Fe (ferro), e si ottengono 77 g di solfuro
di ferro. Se avessimo una miscela costituita
da 28 g di S e da 65 g di Fe, quale massa di
solfuro di ferro otterremo?
• S
+
Fe  FeS
• 28g
49g
77g
• 28g
65g
77g + 16gFe
• Quanto zolfo in più devo fornire alla reazione?
Soluzione
Applicazioni della Legge di
Proust
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
 4g + 32g = 36g
 Il rapporto di combinazione tra le masse di
idrogeno e ossigeno, per formare l'acqua, è
sempre di 1:8
 H2(g) + O2(g) → H2O2(l)
 2g + 32g = 34g

Esercizio








Determinare quanta acqua si forma facendo
reagire idrogeno e ossigeno con i seguenti
rapporti di massa
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
56g + 34g = xg
Determinare anche il reagente in eccesso e di
quanto è in eccesso
1g:8g=xg:34g
xg = (1gx34g)/8g = 4,25 g di idrogeno
Avanzano 51,75 g di idrogeno
Si ottengono 38,25 g di acqua
Verifica della legge di Lavoisier


Esperienza 1
Verificare se la somma della massa dei reagenti
è uguale alla somma della massa dei prodotti
 Si
opera in ambiente chiuso (senza scambio di
materia)
 Deve essere chiaro che sta avvenendo una reazione
chimica


Avviene un cambiamento di colore che denota una reazione
chimica
Si forma anche un precipitato, cioè una sostanza solida
(sale) insolubile che si deposita sul fondo del recipiente di
reazione
La reazione di precipitazione

Pb(NO3)2 + 2KI  PbI2↓ + 2KNO3

Nitrato di piombo + ioduro di potassio  ioduro di piombo (precipita giallo) +
nitrato di potassio (solubile in acqua)

Come avete operato?

Si effettuano due prove






Una con ambiente di reazione aperto
Una con ambiente di reazione chiuso
Si misura la massa del sistema con le due soluzioni separate
Si fanno reagire mischiando le due soluzioni (avviene una reazione
perché si forma un precipitato giallo)
Si misura la massa del sistema dopo la reazione
Composizione del sistema di reazione



Beuta
Provetta
Tappo
La reazione di formazioni di CO2

Na2CO3 + 2HCl  CO2↑ + H2O + 2NaCl

Carbonato di sodio + acido cloridrico  anidride carbonica (si disperde in
aria) + cloruro di sodio (sale solubile in acqua) + acqua

Come si opera?

Si effettuano due prove






Una con ambiente di reazione aperto
Una con ambiente di reazione chiuso
Si misura la massa del sistema con l’acido e il sale separati
Si fanno reagire mischiando le due soluzioni (avviene una reazione
perché si forma un’effervescenza di CO2)
Si misura la massa del sistema dopo la reazione
Composizione del sistema di reazione



Beuta
Provetta
Tappo o palloncino (solo per il sistema chiuso)
Verifica della legge di Proust

Principio teorico






Si studia una reazione che avviene in modo completo:
 2HCl + Zn  ZnCl2 + H2↑
 72,9g + 65,4g=136,3+2,0g
Si utilizza HCl in eccesso: 50 mL concentrazione 1:1
Si misura la massa dello ZnCl2 da cui si sottrae la massa dello
Zn per ottenere la massa del Cl (applicando la legge di
Lavoisier)
Si calcola il rapporto di massa tra il Cl e lo Zn per ottenere tanti
valori sperimentali quante sono le determinazioni (gruppi di
lavoro)
Si calcola il rapporto teorico ottenibile dalla formula dello ZnCl2 e
si effettua il calcolo dell’errore relativo percentuale
Dal confronto dei dati ottenuti con il rapporto teorico si
può verificare se la legge di Proust è stata dimostrata

Cioè quando due o più elementi si combinano per dare un
composto lo fanno secondo rapporti di massa definiti e costanti
Domanda n°2
22 g di prodotto
 6 g di un reagente
 Quanti g dell’altro reagente servono?
 Basta fare una sottrazione

 22g

– 6g = 16g
Per risolvere si applica la legge di
Lavoisier
Domanda n°3
108 g di reagente
 Si ottengono 100 g di prodotto
 Quanti g dell’altro prodotto otteniamo?
 Basta fare una sottrazione

 108g

– 100g = 8g
Per risolvere si applica la legge di
Lavoisier
Domanda n° 4
m
,5m
Ca1
O
1
g
:
1
,
5
g

2
,
0
g
:xg
O
Ca
O
Ca



Il rapporto di massa mCa/mO = 1,5
Si risolve con una proporzione
Si risolve anche con la formula inversa
Esercizio


Calcolare quanta anidride carbonica si produce
bruciando un sacchetto di carbone da 10 kg per
arrostire i muggini
Si deve conoscere la reazione di combustione
del carbonio
+ O2  CO2
 12g + 32g  x (gCO2)
C



12gC:10kgC=32gO:xkgO
x(kgO)=(10x32)/12=26,7 kgO
10 kg + 26,7 kg =36,7 kg CO2
Esercizio 2


Calcolare quanto azoto è necessario per
produrre 45 g di ammoniaca se ho la possibilità
di avere a disposizione tutto l’idrogeno
necessario
È necessario conoscere il rapporto di
combinazione
+ 3H2  2NH3 equazione bilanciata
 14g + 3g  x g
 14(gN2):17(gNH3)=x(gN2):45(gNH3)
 x = (14x45)/17 = 37,0 g N2
 45 – 37 = 8 g H2
 N2
Esercizio 3

22 grammi di sodio (Na) reagiscono con 13
grammi di ossigeno (O2) secondo la reazione
seguente:
+ O2  2Na2O
 46 gNa + 16 gO2  ? (gNa2O)
 4Na


Determinare quale dei due reagenti è in eccesso
e di quanto
Calcolare quanto ossido di sodio (Na2O) si
ottiene
La legge di Dalton
Legge delle proporzioni multiple
 Quando un elemento si combina con una
quantità fissa di un altro elemento, per
formare composti diversi,...
 ...lo fa secondo rapporti di massa, dello
stesso elemento, semplici e interi
 2C + O2 → 2CO
 24g+32g=56g
 C + O2 → CO2
 12g+32g=44g

Altri esempi
2H2 + O2 → 2H2O
 4g+32g=36g
 H 2 + O 2 → H 2O 2
 2g+32g=34g
 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
 224g+96g=320g di ossido ferrico
 2Fe + O2 → 2FeO
 112g+32g=144g di ossido ferroso

Come creare un riferimento fisso

A. 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3


B. 2Fe + O2 → 2FeO


224g+96g=320g di ossido ferrico
112g+32g=144g di ossido ferroso
Si moltiplicano per 2 le masse relative alla
reazione B.
2x112g+2x32g=2x144g
 224g+64g=288g


Il rapporto delle masse dell’ossigeno nei
due composti si ottiene dal rapporto
mOA/mOB= 96/64=6/4=3/2
Teoria atomica di Dalton






La materia è formata da particelle chiamate atomi
Gli atomi sono invisibili (troppo piccoli) e
indivisibili
Nelle reazioni chimiche gli atomi si combinano in
numeri interi
Gli atomi di elementi diversi sono diversi e in
particolare hanno masse diverse
Gli atomi dello stesso elemento sono identici
Gli atomi possono legarsi tra loro per formare
composti diversi
ΣmR=ΣmP
Esercizio sulla prima legge
Da una reazione chimica abbiamo ottenuto
45 g di una sostanza C e 21 g di una
sostanza D.
 Calcolare la massa del reagente B sapendo
che la massa del reagente A che abbiamo
consumato è di 15 g.
 Scrivi l'equazione chimica.
A+B→C+D
 15g+xgB=45g+21g
 (45+21)-15=xg
66-15=51g di B

Esercizio sulla seconda legge
L'idrogeno (H2) reagisce con l'azoto (N2)
per dare ammoniaca (NH3)
 Scrivi l'equazione chimica bilanciata
 Calcola quanto azoto devo consumare se
faccio reagire 67g di idrogeno sapendo che
6 g di idrogeno reagiscono sempre con 28
g di azoto per dare ammoniaca
 Calcolare anche quanta ammoniaca si
forma
 3H2 + N2 → 2NH3

Un problema industriale
Un'industria vuole produrre 75 tonnellate di
ammoniaca (NH3) sintetizzandola
dall'idrogeno (H2) e dall'azoto (N2)
 Sapendo che l'azoto si può ricavare gratis
dall'aria calcola la quantità di idrogeno che
l'ufficio commerciale deve comprare
 Scrivi la reazione ed effettua i calcoli
 3H2 + N2 → 2NH3
 6g + 28g = 34g

Approfondimento - bilanciamento

2N2 + 5O2 → 2N2O5
 Sintesi

Na2SO4 + Pb(NO3)2 → PbSO4 + 2NaNO3
 Doppio

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
 Doppio

scambio
scambio (acido-base)
Al2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 → 2Al(OH)3 + 3CaSO4
 Doppio
scambio
Approfondimento - Proust
Pirite – FeS2
 In Spagna si estrae un minerale con x%
ferro (Fe) e y% di zolfo (S)
 Negli Stati Uniti d'America si estrae lo
stesso tipo di minerale con le stesse
percentuali in massa di Fe e S.
 Perchè a Camedda sembra normale?
 Calcola le due percentuali x e y!

Soluzione
MAFe = 56
 MAS = 32 → 2x32 = 64
 MMFeS2 = 56 + (32x2) = 120
 %Fe = 100*(56/120) = 47%
 %S = 100*(64/120) = 53%
 Abbiamo dimostrato che conoscendo la
formula di un composto possiamo risalire
alla sua composizione elementare
 In realtà si realizza il processo inverso

Approfondimento - Dalton
Pb
O
 207,0g
16,0g
 Pb
O
 310,5g
48,0g
 Qual è il rapporto di combinazione del
piombo nei due composti rispetto ad 1 g di
O?
 È un rapporto piccolo e intero?
