Appunti (+ qualche esercizio svolto) di chimica applicata all'ambiente

Bilanciamento di una redox

• L’elemento che si ossida —> perde elettroni
• L’elemento che si riduce —> acquista elettroni

Metodo Ionico

1. Assegnare numeri di ossidazione.
2. Individuare la specie che si ossida e quella che si riduce.
3. Una volta separati (ox e red) proseguire così:
   • Bilanciare gli atomi
   • Bilanciare gli elettroni
   • Bilanciare cariche aggiungendo H⁺ (ambiente acido) o OH⁻ (basico)
   • Bilanciare masse aggiungendo H₂O dove serve

4. Una volta bilanciate le due semireazioni si moltiplicano per opportuni coefficienti.
5. Riscrivere la reazione in forma non ionica.

da tenere presente:

• Nello scrivere in forma ionica, dissociare in ioni (cationi e anioni) le specie molecolari che possono dare ioni in acqua.

Acidi (idracidi, ossoacidi) —> liberano H⁺

• HCl —> H⁺ + Cl⁻
• HBr —> H⁺ + Br⁻
• HNO₃ —> H⁺ + NO₃
• H₂SO₄ —> 2H⁺ + SO₄²⁻
• H₂Cr₂O₇ —> 2H⁺ + Cr₂O₇²⁻
• HMnO₄ —> H⁺ + MnO₄⁻

Basi (idrossidi) —> liberano ioni OH⁻

• NaOH —> Na⁺ + OH⁻
• Mg(OH)₂ —> Mg²⁺ + 2Cl⁻
• Fe(OH)₃ —> Fe³⁺ + 3OH⁻

Sali Binari (idracido + idrossido)

• NaCl —> Na⁺ + Cl⁻ (NaOH + HCl)
• KBr —> K⁺ + Br⁻ (KOH + HBr)

Sali Terziari (ossoacido + idrossido)

• NaNO₃ —> Na⁺ + NO₃⁻ (HNO₃ + NaOH)
• K₂SO₄ —> 2K⁺ + SO₄²⁻ (H₂SO₄ + KOH)
• KMnO₄ —> K⁺ + MnO₄⁻ (HMnO₄ + KOH)
• Na₂Cr₂O₇ —> 2Na⁺ + Cr₂O₇²⁻ (H₂Cr₂O₇ + 2NaOH)

NON DISSOCIO IN IONI:

• ossidi ionici (Na₂O, CaO)
• ossidi covalenti (SO₂, SO₃, NO₂)
• gas, alogeni (H₂, N₂, O₂, I₂, Cl₂, Br₂, I₂)
• H₂O

Esempio

K₂Cr₂O₇ + I^-1 + H⁺ + HNO₃ → KNO₃ + Cr³⁺ + (NO₃) ₃ + I₂ + H₂O

Mischiamo

Cr₂O₇^2- + I^- + H⁺ + NO₃^- → K⁺ + NO₃^- + Cr³⁺ + 3NO₃^- + I₂ + H₂O

Semireazione di ossidazione

I^- → I₂ + e^-

Semireazione di riduzione

Cr₂O₇^2- + e^- → Cr³⁺

PER BILANCIARE

• devo bilanciare n° atomi
• devo bilanciare qⁱe^-
• devo bilanciare cariche (acido con H⁺, basico OH^-)
• devo bilanciare masse (H₂O dalla parte opposta di H⁺ o OH^-)

• I^- → I₂ + e^- (bilanciato atomi)
• 2 I^- → I₂ + 2 e^- (bilanciato e^-)
• Cr₂O₇^2- + e^- → 2 Cr³⁺ (bilanciato atomi)
• Cr₂O₇^2- + 6 e^- → 2 Cr³⁺ (bilanciato e^-)

Adesso bilancio cariche (è ambiente acido perché HNO₃)

→ Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e^- → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Moltiplico Cr per 3

- 6 I^- → 3 I₂ + 6 e^-

Adesso

Cr₂O₇^2- + 6 e^- + 14 H⁺ + 6 I^- → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 3 I₂ + 6 e^-

Chimica Esercitazione

1) Una massa di aria A di 2 kg che si trova alla temperatura di 42°C e IBA una HR e quantità specifica di 5,0 5/Kg. a.s. viene miscelata con una soluzione di aria B alla temperatura di 26°C e una massa 15Kg con W=16g/Kg a.s UR=40%

IBE 42°CWS=5g/Kg a.s.UR=40%TBU°C

per la l'are ad una umidità diversa.

2

IBS=24°CTBU=22°C

TBU=22°CTRU=24°C W=16g/Kg a.s UR%=85%h S=15,8 kcal/Kg a.s.

La unica miscela finale di atmosfera nell'interno di questo elemento. usando Di l(48g/1g)più specie di A(28g/kg)H=18/2=20 Kgbase A=2/kg B=18/20

usando in regola dei triangoli divi duein 10 parti

Es. di acquina e umidità creolum acidente che ha prossimovolume (esercizio sostato)TappaW=7,5g/Kg a.s.

per Oggi Kg l'ogni passato a refreddo = 4 g/Kg a.s.sono 30g di acqua liquida

gomenaconvertito = 4,5g/Kg a.s. -> 20kg -> 90gd=1g/ml -> 90ml

In qualità di caldo poi:

Δh: QSPM - GSPF = 16-11,5 Kcal/Kg a.s. = 4,5 Kcal/Kg a.s.ΔTolomeo=4,5 Kcal/Kg a.s.: 20Kg a.s.

11)

pH di una soluzione di HCl 0,05 M

HCl → H⁺ + Cl^- acido forte

[H⁺] = Ca

pH = -log [H⁺]

= -log (0,05) = 1,30

pH = 1,30 soluzione acida

12)

Una soluzione di NaOH a 25°C ha una concentrazione 2,7 10^-4 M. Determinare il pH della soluzione

NaOH → Na⁺ + OH^- base forte

[OH^-] = Cs

pOH = -log [OH^-]

= -log [2,7 . 10^-4] = 3,57

pH = 14 - 3,57 = 10,43

soluzione basica

13)

Qual'è la concentrazione dello ione H⁺ di una soluzione pH=6

[H⁺] = 10^-pH = 10^-6

14)

Si calcoli il pH di una soluzione 0,025 M di un generico acido monoprotico debole HA. Si sappia che la costante acida dell'acido debole vale K_a=8,2 10^-6

HA ⇌ H⁺ + A^-

[H⁺] = √K_a.Ca = √8,2.10^-6.0,025 = 63.10^-4 mol/l

pH = -log [H⁺] = -log (6,3 . 10^-4) = 3,2

acido

15)

Una soluzione acquosa ha un pH=3,5 det. ione H⁺

[H⁺] = 10^-3,5 = 3,16 . 10^-4 mol/l

16)

Una soluzione acquosa ha un pOH=4,2, det. OH^-

[OH^-] = 10^-pOH = 10^-4,2 = 6,3 . 10^-5

17)

Una sol. pH=10,5 det. OH^-

pH + pOH = 14

pOH = 14 - 10,5 = 3,5

OH^- 10^-3,5

Ricottura Isoterma

Essendo che a livello industriale la cottura completa è poco utilizzata per i suoi costi elevati, si utilizza la ricottura isoterma.

Consiste nel riscaldare il pezzo sopra A₃ o A₁ e nel raffreddarlo velocemente a temperatura di poco inferiore A₁. In modo che non si inneschi nessun tipo di trasformazione cristallina ed il mantenere a questa temperatura finché la trasformazione eutectica non sera compiuta.

Ricottura Globulare

È un’alternativa alla ricottura completa e prevede il mantenimento della temperatura a cavallo del punto critico A₁ - A₁ in acciai perl diciadi ad alto tenore di carbonio; si riscalda l’acciaio, mantenere la temperatura per un‘ora o 2 secondi e si raffredda poco sotto A₂ (x=>IR)

È un tipo trattamento che viene effettuato sugli acciai per utensili e in generale su tutte le leghe Fe-C.

Scopo: struttura bassa durezza e buona deformabilità plastica a freddo.

1. Fase Iniziale (perlite lamellare)
2. Stadio Intermedio (inizio globulizzazione)
3. Stadio Finale (stato globulare)

Scansionato con CamScanner