Appunti esame Chimica inorganica

O

3

< e(OH)

30 42 E2304)3 6 20

+

- ACQUA ALLA

FINE

Callz

2 2

C CaOH2 20

·

base

-CIDO protonica

003 · ↑

NH4NOs protone trasforma

si

un

3 dall'acido base

alla

OSSIDO Idrossido

-CIDO +

CaOH)

CO2 CaCOz HeO

+ - +

2

ACIDO

OSSIDO +Ossido basico

SO3 BaSO4

BaO -

NaO NaC tO

Ce

I +

-

ossidi basici

Gli (metalli del 1 e 2 gruppo) idratati con acqua danno gli idrossidi

-BalOH)

BaO H2O

KeO 'H2O 2KOH +

ossidi acidi

Gli (anidridi o non metalli) idratati con acqua danno gli ossiacidi

C401 KHsPO4

SO3 6H20

H2O H2S04 +

+ =

·

Numero di ossidazione

Il numero di ossidazione = N° di valenza degli atomi - N° elettroni che rimango dopo il legame Gruppo 1= sempre +1

Nall 1 Gruppo 2= sempre +2

1 0

+ =

- Gruppo 7= solitamente -1

CaO + 2 0

2 =

- eccezione:

ossigeno -2

CO fluoro= -1

⑳

-2 x3 6

= - La somma deve dare 0

verificato

6 2

+

+ =

- - HAsS

HNOz N000

!

↓ 3 833

1

x 3

-

2

- 8)

+

x

+ 0

=

- 8 3

x 5

= + =

-

Reazioni di ossidazione-riduzione (REDOX)

In una reazione di combustione sappiamo che l’ossigeno è l’ossidante.

MA CHE COSA OSSIDA ? E DOPO LA REAZIONE COME SI TRASFORMA ?

è l’ossidante

L’ossigeno ossida il carbonio riducendosi –

carbonio è il riducente

Il che era ridotto è ossidato dall’ossigeno riduce –

In una reazione REDOX, ossidazione e riduzione sono processi indissolubili legati,

cioè avvengono contemporaneamente.

Metodo degli 8 punti per risolvere la redox:

Individuare le coppie red e ox e considerare solo la parte che partecipa alla redox trascurando gli ioni spettatori, perciò:

bilanciare gli atomi

1) che si ossidano o riducono

mettere gli e- del "salto Δ"

2) di ossidazione moltiplicati per il numero di atomi (che si ossidano e/o si riducono) coinvolti

equilibrare le cariche

3) sul lato sinistro e destro dell'equazione con H+ (preferibilmente). Con OH- conviene equilibrare

solo se nell'equazione data appare esplicitamente una base

pareggiare sinistra-destra gli idrogeni e gli ossigeni:

4) l'acqua "salta" fuori automaticamente e le due semi-rezioni

sono ben bilanciate.

combiniamo ora le due semireazioni pareggiando gli elettroni

5) al minimo comune multiplo

sommare elidendo dove possibile sinistra-destra:

6) così si ottiene l'EQUAZIONE IONICA NETTA

aggiungere gli ioni spettatori

7) per avere l'EQUAZIONE CANONICA

Ox( )

+

2K nOx 5SnCc 8H2O

5 SnCly

6HC nCc

2

+ 2KC

+ + +

· +

REDOX(AGGISTAT Su

Sulla-Sn"269 Su

LONE

Si

Sull 40

: +

BILANCIO 2)

(

DELLE CARICHE +

BILANCIO 15

1Sn

MASSE

DELLE n

+

KMnO4 K MnOp

+ "nO M

! +

++ C 4H20

alla -

· +

n

"nÖstHÖ

7

+ Fic n F O

* 02

↑ +

+ - +

8H

④ M

MnOk Be 4H20 2

+ :

+ +

② H2O2" +

02 2 5

2H

+

· +

CMnOct1Oe-GHt35H20zoMn +

-

8H2O 50z 10

+

+

+

Calcoli stechiometrici

Sono basati sulle proporzioni definite dall’equazione chimica bilanciata, data la quantità di un reagente si calcolare la

quantità chimica.

Nel caso si hanno 2 o più reagenti (1 in difetto chiamato "REAGENTE LIMITANTE") mi genera un prodotto che posso

calcolare. 1 carrozzeria + 4 gomme = 1 automobile

Nel caso invece di 6 carrozzerie, queste hanno bisogno di 6 x 4 = 24 ruote; le ruote che ho a disposizione sono solo 20 e

perciò le ruote sono in difetto.

20 ruote possono combinarsi con 20 / 4 = 5 carrozzerie; risulta perciò un eccesso di 1 carrozzeria.

L'agente limitante, limita la reazione

ESEMPIO:

Nella seguente reazione: Al + HCl —> AlCl3 + H2 si fanno reagire 500g di Al e 300 g di HCl

CC

0 He

6HC

2 2 3

+ +

- -

- 5000

rimoli Al= ni moli

moli HU 8

3009 moli

23

18 5 =

= = ,

,

glmal

o glmal

46

36 ,

O C

5 Si dividono le moli del reagente per il

8

18 23

9 1 37

25 Gente LIMITANTE

. .

= = -

. , coefficiente stechiometrico

E

2 CC

l He

GHC

2 2 3

+ +

· -

-

748 23

2 . , 3

6 8

. 23 8

: 23

x

· : 3

X 4 MOLI

= Ha

12

= DI

.

. = ,

6

6

2 X 8 8

2

23 23

:

· = : 2

. Al

74

.

x MOLI DI

= .

. =

6 UZO

SO

- Una soluzione è un sistema

omogeneo di due tipi di

elementi (solido, liquido,

gassoso) noi prenderemo in

considerazione il caso del

liquido.

Questo presente in grande

quantità è chiamato solvente,

mentre le altri parti sono i

soluti.

Si evita sempre di fare reazioni

pure, ovvero, ossigeno-

ossigeno oppure ferro-ferro.

(SOLENTE)

-CQUA

t (SOLTO

ZUCCHERO

Affinché si possa ottenere una soluzione è necessario che il soluto si sciolga nel solvente e ciò può avvenire solo se le

forze di interazione tra le molecole di soluto e quelle tra le molecole di solvente sono dello stesso tipo.

un solvente polare ———⏵ si scioglie in un soluto polare

A. Sostanze acide

B. Sostanze che contengono gruppi OH

C. Sostanze saline a carattere ionico, elettroliti (NaCl)

Il soluto in soluzione viene circondano dalle molecole di acqua

Concentrazione La soluzione esprime il rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di

solvente o di soluzione.

Poiché esistono diverse unità di misura con le quali esprimere le quantità

di soluto, di solvente o di soluzione, esisteranno diversi modi per

esprimere la concentrazione di una soluzione.

ENTE

SOL

ESPRESSIONI DELLA CONCENTRAZIONE DELLE SOLUZIONI

• Percentuale in peso (% m/m)

• Percentuale in volume (% v/v)

• Parti per milione (ppm)

• Frazione Molare (x)

• Molalità (m)

• Molarità (M)

• Normalità (N)

Molarità

La molarità è il modo più comune per esprimere la concentrazione data da

N° moli di soluto (mol) = M (mol/L)

V di soluzione (L)

percentuale in peso:

peso di soluto *100 = % (w/w)

peso soluzione

-

in volume:

volume del componente *100 = % (v/v)

volume della miscela

DIFFERENZA TRA MOLARITA' E MOLALITA'

acido solfidrico H2SO4 al 62% cond=1,52 g/mL

1L= 1000mL. 1000* 1,52 g mL = 1520 g

Il 62 % della massa corrisponda a:

↑

di cui 942,4 g = 9,609 moli in 1L

98,7 g/mol *

9,609 mol = 9,609 M

1L

Per calcolare la molalitá pensiamo a 9,609 moli di acido disciolte in 1520 g - 942,4 g = 557,6 g —-> 0,5776 kg di H2O

La diluizione delle soluzioni

La diluizione è l'aggiunta di un solvente ad una soluzione provocando l'aumento di volume e l'abbassamento della

concentrazione. MOLARITA' * VOLUME = MOLI

llllll C C2 Va

- =

-men .

= 1 E

H2O

+

Aggiungendo H2O i moli resteranno invariati e ci sarà solamente un'aumento di volume.

Quello che mi andrà a chiedere all'esame non sarà il numero dei moli ecc, ma vorrà sapere quanta acqua dovrò aggiungere

nella soluzione, ovvero il volume finale. Per fare ciò basta fare V2-V1.

=:

C--0

-

Riguardo l’esercizio precedente, quanta acqua devo aggiungere in H SO con 9,609 M.

24

Devo ottenere 1,5L di soluzione con concentrazione finale 2M.

① °

N moli : H2S04

n 1 di

5 x2 3 mol

0

=

= ,

.

② moli contenuti . Mol soluzione

3 originale

di

312L

0

= ,

9 molt

609

,

③ da

acqua aggiungere :

1 5 L-0 312L 1 HeO

188L di

= para

,

, , Mini Mfin

H fin

=

ini

= . .

oppure potevo trovare il volume in questo modo: Vini 9 609 2M

5L

1

. = .

, , differenza)

(l'acqua la

Vin 9 trovo

609M 312L

1 51 0 per

= . =

, ,

, 2M

Normalità di una soluzione

Per normalità (N) di una soluzione si intende il numero di equivalenti in un litro di soluzione

N= equivalenti soluto

volume della soluzione (L)

Il concetto di equivalente è usato nei calcoli delle reazioni acido - base o di ossidoriduzione nell’analisi quantitativa.

L'equivalente è una quantità variabile, definita di volta in volta in funzione della tipologia di reazione chimica.

L'equivalente è un n° di ioni pari al n° di avogadro ( equi= 1 mol di H+)

ESEMPIO:

HCl + NaOH H2O + NaCl

➜

Una Mole di HCl reagisce con una Mole di NaOH, una mole di ioni H+ reagisce con un a mole di ioni OH-

L'equivalente chimico

L’equivalente rappresenta una frazione della mole scelta in modo tale che tutte le specie chimiche intervengano in una

reazione secondo uno stesso numero di unità, dette equivalenti.

Il concetto di equivalente implica che 1equ=1equ

ne = Ze * n Ze he

=

MASSA EQUIVALENTE = Massa Molare

Ze

N° DI EQUIVALENTI = Grammi

Massa Equivalente

La semi reazione di riduzione dello ione MnO4 in ambiente acido è:

-

-

MnO4 + 5e + 8H+ (Mn++) + 4 H2O Una mole di KMnO4 riducendosi acquista 5 moli di elettroni.

➝

M(KMnO4) = 158 (g/mol) = 31.6 (g/eq) 36.1 = Massa Equivalente di MNO4-

n 5 (eq/mol)

ESERCIZIO:

31,6g di permanganato di potassio (tetraossopermanganato (VII) di potassio, 158g/mol) sono posti a reagire con 145,5g

di solfato ferroso (tetraossosolfato (VI) di ferro, 152g/mol). Sapendo che la reazione è condotta in ambiente acido per

acido solforico e che la resa è 80%, calcolare quanti grammi di solfato ferrico (tris-tetraossosolforico (VII))di ferro, 400g/

mol) e di solfato di manganoso (tetraossosolfato (VI) di manganese, 151 g/mol) si ottengono.

1) metodo delle mole (molaritá —-> normalità)

2) scrivo il testo in formula KMnO4 MnS04

(304)3

-Fez

FeSO4 HaSO4

+ +

+

MnO4 Be Mut

8H 4H2O

- -

+

+ +

Fett

Fett x5

12

· -

+

MnOc 8H" 5 Fett 5Fet

aMnt reazione in forma redox bilanciata

4H2O

Be Be

+ +

+ +

+ +

Fe(SO

3) bilanciare a) 1 MnS04

3 2

H2S