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all’altro) si ripesa il tutto trovando 38,3 g. Calcolare l’umidità e il residuo

secco.

Unità di misura della concentrazione in massa delle soluzioni, usate

raramente, sono:

* (% s), grammi di soluto disciolti in 100 g di solvente.

percento di solvente ?

* , moli di soluto disciolte in 1 kg di solvente ( 3.6.).

molalità (m)

? Una soluzione contiene il 22,2 % m/m d soluto. Calcolare la

2.1.(3).

concentrazione in percento di solvente.

2.2. Concentrazione in volume. Parti in massa, o in volume, di

un componente presenti in 100 parti in volume di soluzione, ad

una determinata temperatura. Si adotta per le soluzioni e le

miscele gassose e si esprime in vari modi. 3

Si ricorda che l'unità di misura SI del volume è il (m ), con i suoi

metro cubo

3 -3 3 3 -6

sottomultipli (1 dm = 10 m ), (1 cm = 10

decimetro cubo centimetro cubo

3 3 -9 3

m ) e (1 mm = 10 m ). E' tuttavia ancora usata l'unità fuori

millimetro cubo -1 -

SI (l), con i suoi sottomultipli (1 dl = 10 l), (1 cl = 10

litro decilitro centilitro

?

2 -3 -6

l), (1 ml = 10 l), microlitro (1 l = 10 l).

millilitro ?

3 3 3

1 l = 1 dm ; 1 ml = 1 cm ; 1 l = 1 mm .

* Percento in volume m/V (% m/V), parti in massa di un

componente presenti in 100 parti in volume di soluzione. Si

esprime di solito in grammi di soluto presenti in 100 ml di

soluzione, ovvero kilogrammi in 100 l. Nelle analisi cliniche il

percento in volume m/V/ viene indicato come grammi al decilitro

(g/dl).

* Percento in volume V/V (% V/V), parti in volume di un

componente presenti in 100 parti in volume di una miscela tra due

o più liquidi, o in una miscela gassosa. Si esprime in millilitri di

un componente presente in 100 ml di miscela, litri in 100 l, ecc.

* Grammi al litro (g/l), grammi di soluto presenti in 1000 ml,

cioè il 1 l, di soluzione.

* Parti per milione (ppm o mg/l), milligrammi di soluto presenti

in 1 l di soluzione (o di gas). 13

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?

* Parti per bilione (ppb o g/l), microgrammi di soluto presenti

in 1 l di soluzione (o di gas). ?

* Moli al litro (mol/l), moli di soluto in 1 l di soluzione ( 3.6.).

Sull'etichetta di un collirio appare la scritta: "100 ml di soluzione

Esempi.

contengono 0,08 g di nafazolina": la concentrazione è qui espressa

chiaramente in % m/V. Il referto di un' esame emocromocitometrico riporta

il seguente valore: "emoglobina, 14,8 g/dl". Il campione analizzato contiene il

14,8 % m/V di emoglobina essendo 1 dl = 100 ml. Nelle analisi cliniche si

usano anche sottomultipli del grammo al decilitro: (

milligrammi al decilitro

?

mg/dl), ( g/dl) e (ng/dl).

microgrammi al decilitro nanogrammi al decilitro

? Per preparare 100 g di una soluzione acquosa al 20 % m/m di

2.2.(1).

zucchero: • (a) Si mescolano 20 g di zucchero con 100 g di acqua. • (b) Si

mescolano 20 g di zucchero con 80 g di acqua.

? Per preparare 100 ml di soluzione acquosa al 20 % m/V di

2.2.(2).

zucchero: • (a) Si mescolano 20 g di zucchero con 100 ml di acqua. • (b) Si

mescolano 20 g di zucchero con 80 ml di acqua. • (c) Si sciolgono 20 g di

zucchero in poca acqua e si diluisce la soluzione con acqua fino a

raggiungere il volume di 100 ml, operando in un recipiente tarato.

? 15 g di un sale si introducono in un matraccio tarato da 250 ml, si

2.2.(3).

sciolgono in poca acqua e si aggiunge ancora tanta acqua fino al segno di

riferimento sul collo. Calcolare la concentrazione in percento in volume e in

grammi al litro.

? 0,6 g di sodio cloruro si sciolgono in 5 l di acqua. Calcolare la

2.2.(4).

concentrazione in g/l, ppm, ppb, % m/V.

2.3. Conversione da concentrazione in massa a

concentrazione in volume, e viceversa.

Si ricorda che la ( ) o ( ) è il rapporto tra la massa

massa volumica m densità d

V

e il volume di un solido, di un liquido o di un gas; = L'unità SI è il

m V d m/V.

3

(kg/m ), impiegata per il legname. Più usati sono il

kilogrammo al metro cubo 3

(kg/dm ), il (kg/l) ed il

kilogrammo al decimetro cubo kilogrammo al litro

3

(g/ml): 1 kg/dm = 1 kg/l = 1 g/ml.

grammo al millilitro 14

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? Si devono trasportare 50 kg di ammoniaca ( = 0,88 g/ml) e 50 kg

d

2.3.(1). 3

di acido solforico conc. ( = 1,84 kg/dm ). Sono adatti due contenitori da 50

d

l?

? In un testo americano si trova che la massa volumica dell'

2.3.(2).

isopropanolo è 6,51 libbre al gallone. Esprimerla in kilogrammi al decimetro

cubo sapendo che 1 lb = 0,45 kg e 1 gal = 3,79 l.

Per calcolare la concentrazione in % m/m conoscendo la

concentrazione in % m/V (o in g/l, o in ppm, o in ppb), e

viceversa, si deve conoscere la densità d della miscela. Dalla d =

si deduce che la massa della miscela è e che il volume della

m/V m = d V

miscela è .

V = m/d

Una soluzione al 32,5 % m/V di soluto ha densità = 1,3 g/ml.

Esempio. d

Calcolare la percentuale in massa m/m.

32,5 g soluto 32,5 g

100 g soluzione -------------------------------- = ---------- = 25 % m/m

?

(1,3 100 ml) g soluzione 1,3 g

? Calcolare il percento in volume m/ V e i grammi al litro di una

2.3.(3).

soluzione acquosa al 60 % m/m di soluto, avente = 1,6 g/ml.

d

? 300 ml di etanolo si mescolano con 24 ml di acqua. Calcolare la

2.3.(4).

concentrazione in % V/V di etanolo.

? Calcolare la concentrazione dell'etanolo, in % m/V e in % m/m,

2.3.(5).

della soluzione idroalcolica dell'esercizio precedente 2.3.(4). La densità

dell'etanolo è = 0,79 g/ml; la densità della soluzione è = 0,82 g/ml.

d d 15

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Fattori di conversione tra alcune unità di misura della concentrazione delle

soluzioni

================================================

cercata in

data in ----------------------------------------------------------------------

% m/m % m/V g/l ppm mol/l

--------------------------------------------------------------------------------

4

% m/m 1 d 10 d 10 d 10 d / M

--------------------------------------------------------------------------------

4

% m/V 1/d 1 10 10 10 / M

--------------------------------------------------------------------------------

-1 -1 3

g/l 10 / d 10 1 10 1/M

--------------------------------------------------------------------------------

-4 -4 -3 -3

ppm 10 / d 10 10 1 10 / M

--------------------------------------------------------------------------------

-1 -1 3

mol/l 10 M / d 10 M M 10 M 1

================================================

================================================

cercata in

data in ----------------------------------------------------------------------

% m % s mol/kg

--------------------------------------------------------------------------------

?

100 % m

% m 1 ---------------

100 - % m

--------------------------------------------------------------------------------

?

100 % s 10

% s --------------- 1 ----

100 + % s M

--------------------------------------------------------------------------------

M

mol/kg ----- 1

10

================================================

d = massa volumica del soluto (g/ml) M = massa formale del soluto 16

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2.4. Calcolo del volume di soluzione concentrata necessario

per ottenere un determinato volume di soluzione diluita. Alcuni

prodotti chimici di largo consumo si trovano in commercio in soluzione

acquosa concentrata. Esempi: Acido cloridrico conc., d = 1,175-1,190; 35-38

% m/m. ., = 1,384-1,416; 63-70 % m/m.

Acido nitrico conc d Acido solforico ?

, = 1,834-1,837; 95-97 % m/m. ., = 0,883-0,899;

conc. d Ammoniaca conc d

32 % m/m.

Quando un volume V di una soluzione concentrata avente

1

concentrazione c viene diluito ad un volume V la

,

1 2

concentrazione diminuisce a c ; i volumi sono inversamente

2

proporzionali alle concentrazioni

V : V = c : c

1 2 2 1

Le concentrazioni devono essere espresse "in volume".

? a) Calcolare quanti millilitri di una soluzione acquosa al 30 % m/V

2.4.(1).

di una sostanza si devono diluire con il solvente per preparare 250 ml di

soluzione al 15 % m/V. b) Calcolare quanti millilitri di una soluzione

acquosa contenente 397 g/l occorre diluire con acqua per preparare 500 ml di

soluzione contenente 103 g/l.

2.5. Calcolo del volume di acqua da aggiungersi ad un certo

volume di soluzione acquosa concentrata per abbassare la

concentrazione. Indicando con x il volume di acqua richiesto, la

proporzione precedente, poichè V = V + x diventa

2 1

V : (V + x) = c : c

1 1 2 1

? Calcolare quanti litri di acqua si devono aggiungere a 50 l di una

2.5.(1).

soluzione al 30 % m/V per abbassare la concentrazione al 2 % m/V.

2.6. Miscela di due soluzioni. Quando si mescola un volume V

1

di soluzione avente concentrazione c con un volume V di una

1 2

seconda soluzione avente concentrazione c , si ottiene un volume

2

V = V + V avente concentrazione c intermedia tra c e c .

3 1 2 3 1 2 17

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Esprimendo le concentrazioni in grammi, o in moli, presenti in

un volume unitario, si ha:

V c + V c = (V + V ) c

1 1 2 2 1 2 3

? Calcolare quanti millilitri di soluzione al 40 % m/V e quanti

2.6.(1).

millilitri di soluzione al 2 % m/V occorre mescolare per ottenere 800 ml al

15 % m/V.

2.7. Rapporto volumetrico. Quando una soluzione si prepara

per diluizione di una soluzione concentrata con il solvente, la sua

concentrazione si esprime anche come rapporto volume soluzione

concentrata : volume solvente. Così ad esempio, l’acido cloridrico

diluito 1:5 della Farmacopea Ufficiale si ottiene mescolando 1 vol. di acido

cloridrico conc. (438 g/l) con 5 vol. di acqua ( 1 vol. di acido

e non

cloridrico conc. con 4 vol. di acqua).

? a) Calcolare la concentrazione in grammi al litro dell'acido

2.7.(1)

cloridrico 1:5 della FU. b) Calcolare la concentrazione in grammi al litro

dell'acido cloridrico FU se il rapporto 1:5 fosse inteso come rapporto

soluzione concentrata/soluzione diluita.

3. MOLE

3.1. Massa nuclidica. E’ la massa di un determinato nuclide e si

esprime con una qualsiasi unità di misura della massa.

la massa del nuclide più piccolo, quello dell’idrogeno 1, è

Esempio.

? -27

1,673 10 kg. b) La massa del nuclide più grande tra quelli esistenti in

? -25

natura, l’uranio 238, è 3,95 10 kg.

Una unità di misura fuori SI della massa nuclidica, e delle

particelle subatomiche (protone, neutrone, ecc.) è il dalton o

amu (atomic mass unity), o uma, dodicesima parte della massa

dell’atomo di carbonio 12, esattamente 12 amu. 1 amu = 1,660 595

? -27

5 10 kg.

3.2. Massa atomica relativa (m.a.r). Detta anche peso atomico,

è il rapporto tra la massa di un atomo di un elemento naturale

18

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(miscela di isotopi ) e la massa della dodicesima parte dell’atomo

di carbonio 12. Il suo valore “risulta facendo la media tra i valori

massimo e minimo, trovati sperimentalmente e di dimostrata alta

precisione, su tutti i materiali normali noti” (definizione della

IUPAC , International union of pure and applied chemistry).

La massa atomica relativa del fosforo (elemento mononuclidico

Esempi. 31

costituito esclusivamente dal nuclide P) è 30,973 76 amu. Ciò significa che

la massa di un atomo di fosforo 31 è 30,973 76 volte maggiore della massa

della dodicesima parte dell’atomo di carbonio 12. Un altro esempio: la

massa atomica relativa del silicio (elemento polinuclidico costituito in

28

maggioranza (92,21 %) dall’isotopo Si (27,976 93 amu) ma contenente il

29 30

4,70 % dell’isotopo Si (28,976 49 amu) e il 3,09 % dell’isotopo Si

(29,97376 amu) è 28,086 amu. Ciò significa che la massa di un atomo di

silicio (media tra quelle dei tre isotopi) è 28,086 volte maggiore

naturale

della massa della dodicesima parte dell’atomo di carbonio 12.

? La massa atomica relativa del carbonio naturale riportata dai

3.2.(1).

Manuali è 12,011 15 amu: che cosa significa?

? Calcolare la massa atomica relativa dell’azoto naturale, costituito

3.2.(2). 14

per al 99,63 % dall’ isotopo N (14,003 07 amu) e soltanto dallo 0,37 %

15

dell’isotopo N (15,000 11 amu).

3.3. Massa formale relativa (M) . E’ il rapporto tra la massa di

una formula e la massa della dodicesima parte dell’atomo di

carbonio 12. Il termine massa formale comprende anche la massa

atomica relativa, essendo comune a qualsiasi sostanza formata da

atomi, molecole o ioni e anche agli aggruppamenti atomici.

La massa formale relativa di un composto chimico o di un

aggruppamento atomico è la somma delle masse atomiche relative

degli elementi. Nel caso degli ioni, la massa degli elettroni

acquistati o persi dagli atomi è trascurabile. Negli esempi e negli

esercizi seguenti saranno usate le masse atomiche arrotondate.

L

Esempi. ’ ossigeno O , l’ozono O , l’acqua H O, il metano CH , l’acido

2 3 2 4

solforico H SO sono sicuramente formati da molecole, quindi non è errato

2 4

parlare di relativa dell’ ossigeno, dell’ozono, dell’acqua,

massa molecolare

del metano e dell’acido solforico. Il sodio cloruro NaCl, il potassio solfato

19

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K SO e la maggior parte dei sali non sono costituiti da molecole ma da ioni;

2 4

è quindi errato parlare di massa molecolare relativa per queste sostanze. Gli

aggruppamenti atomici idrossile OH, carbossile COOH, solfonile SO H

3

non sono nè atomi, nè molecole nè ioni. Per il sodio cloruro, il potassio

solfato, l’idrossile, il solfonile e tutte le altre sostanze o aggruppamenti di

cui si conosce soltanto la formula, il termine massa formale relativa è il più

appropriato.

N.B. La massa formale si indica anche scrivendo il valore numerico dopo la

3-

formula, come ad esempio N = 14; N = 28; H SO = 98; NO = 62.

2 2 4

? Calcolare le masse formali relative dei seguenti elementi,

3.3.(1). +

composti e aggruppamenti atomici: a) ossigeno O ; b) catione sodio Na ; c)

2

-

acqua H O; d) anione idrossido OH ; e) acido solforico H SO ; f) glucosio

2 2 4

C H O

6 12 6

3.4. Mole (mol). E’ la quantità in grammi di una sostanza o di un

aggruppamento atomico equivalente alla massa formale relativa.

La mole non è una quantità piccolissima come la massa di un

atomo, di una molecola, di uno ione, ecc., lontana dall’esperienza

quotidiana, ma una quantità di sostanza che si può vedere,

toccare, annusare, pesare su una bilancia. Sono da evitare i

termini grammo-atomo, grammo-molecola, grammo-ione.

Sono usati anche i sottomultipli della mole (millimole, mmol;

?

micromole, mol; nanomole, nmol, ecc.) e i multipli della mole,

come ad es. la kilomole (kmol).

di

63 g filo di rame, 58 g di cristalli di sodio cloruro, 18 ml di acqua

Esempi.

(= 18 g) sono rispettivamente 1 mol di Cu, 1 mol di NaCl, 1 mol di H O.

2

? A quanti grammi corrispondono: a) 1 mol di Cl ; b) 1 mmol di

3.4.(1). 2

?

42-

SO ; c) 1 mol di H O.

2

? Calcolare la massa in grammi di: a) 5 mol di diossido di zolfo: b) 4

3.4.(2).

mol di benzene (C H ); c) 3 mol di ossigeno; d) 5 mol di ipoazotide.

2 6

? Calcolare: a) quante moli sono contenute in 80 g di sodio idrossido

3.4.(3).

NaOH. b) quante moli sono contenute in 0,36 g di acido acetico CH COOH.

3 20

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? Quando lo zucchero veniva in commercio sfuso, un insegnante di

3.4.(4).

chimica chiese ad un droghiere, suo ex-allievo, una mole di saccarosio

(C H O ). Quanti grammi di zuccherò pesò il droghiere?

12 22 11

? Per ( ) si intende il rapporto tra le moli di un

frazione molare x n

3.4.(5). ?

componente e le moli totali di una miscela di sostanze. Una miscela

n

gassosa contiene 19,8 g di diossido di carbonio (CO = 44), 40 g di ossigeno

2

(O = 32) e 24 g di metano (CH = 16). Calcolare la frazione molare del

2 4

metano. N

3.5. Numero di Avogadro ( ). E’ il numero di particelle (atomi,

A

molecole, ioni, aggruppamenti atomici ) contenute in 1 mol di

qualsiasi sostanza:

? 23 -1

N = 6,022 045 10 mol .

A ? 23 -1

Nei calcoli si arrotonda a 6 10 mol .

Sono 600 000 000 000 000 000 000 000 (seicentomila trilioni).

? Quante moli e quanti atomi di carbonio sono contenuti in un

3.5.(1).

diamante di tre carati? (1 kt = 0,2 g).

? Calcolare: a) Il numero di atomi presenti in 1 mol di Na. b) Il

3.5.(2).

numero di molecole contenuto in 1 mol di dodecanolo (C H OH). c) Il

12 25

numero di ioni potassio contenuti in 1 mol KCl. d) Il numero di

aggruppamenti PO presenti in 1 mol di H PO .

4 3 4

? a) Calcolare quante moli e quante molecole sono contenute in una

3.5.(3).

goccia d’acqua (50 mg). b) Calcolare la massa in picogrammi dell’atomo di

magnesio (M = 24,3). 21

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3.6. Molarità. Una soluzione si definisce molare (1 M) quando

in 1 l di essa è presente 1 mol di soluto, o un suo multiplo (5 M, 2

M, ecc.) o sottomultiplo (0,5 M; 0,2 M; 0,1 M, ecc.). In altre parole

la molarità di una soluzione è la sua concentrazione espressa in

moli al litro (mol/l). -3

Sottomultipli più usati: (1 mmol/l = 10 mol/l ),

millimoli al litro micromoli

? -6 -9

(1 mol/l = 10 mol/l ) e al litro (1 nmol/l = 10 mol/l).

al litro nanomoli

1 mol di acido solforico pesa 98 g, una soluzione 1 M (molare) di

Esempio.

acido solforico contiene 1 mol/l e quindi 98 g/l di H SO ; una soluzione 0,5

2 4

M (semimolare) contiene 1/2 mol/l e quindi 49 g/l di H SO ; una soluzione 2

2 4

M (doppiomolare) contiene 2 mol/l e quindi 196 g/l di H SO .

2 4

? La massa di 1 mol di KOH è 56 g. Si sciolgono in poca acqua 56 g

3.6.(1).

di KOH e si diluisce con acqua fino a raggiungere il volume di 1 l. La

soluzione è: • (a) 56 M. • (b) 1 M.

? Una soluzione contiene l’8 % m/V di NaOH (M = 40). La soluzione

3.6.(2).

è: • a) Semimolare. • b) Molare. • c) Doppiomolare. -3

? Una soluzione contenente 0,074 g/l di Ca(OH) è: • a) 10 M. •

3.6.(3). 2

b) 5,5 M.

? La massa di 1 mol di potassio permanganato è 158 g. Calcolare la

3.6.(4).

concentrazione in grammi al litro e in percento in volume m/V della sua

soluzione decimolare.

? Calcolare la molarità di una soluzione contenente 4,6 ppm di ione

3.6.(5). 2-

nitrito NO .

? Calcolare i grammi di sodio carbonato Na CO presenti in 250 ml

3.6.(6). 2 3

di una soluzione 0,26 M.

? Nell'analisi di un campione di emosiero la concentrazione del

3.6.(7).

colesterolo è risultata 170 milligrammi al decilitro. Esprimere la

concentrazione in millimoli al litro. La massa molare del colesterolo è 387 g.

22

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N.B. Quando si misurano le proprietà colligative di una sostanza, la

concentrazione viene espressa come ( ), moli di soluto disciolte in

molalità m

1 kg di solvente (mol/kg solvente), indipendente dalla temperatura.

La massa di 1 mol di sodio cloruro è 58,5 g. Una soluzione acquosa

Esempio.

0,1 m (decimolale) di sodio cloruro si ottiene mescolando 5,85 g di NaCl con

1000 g di acqua.

? Calcolare la molalità di una soluzione acquosa contenente 241 g di

3.6.(8).

acido solforico (H SO = 98) avente d = 1,15 g/ml.

2 4

3.7. Solubilità (S). E’ la massima quantità possibile di sostanza

che può rimanere disciolta in un solvente, ad una determinata

temperatura. In altre parole, la solubilità di una sostanza è la

concentrazione della sua soluzione satura in un determinato

solvente ad una determinata temperatura.

La solubilità in acqua del magnesio solfato, a 20 °C, è = 26,2 %

Esempio. S

s. Ciò significa che, a questa temperatura, in 100 g di si possono

acqua

disciogliere 26,2 g di magnesio solfato. In altre parole, la

al massimo

concentrazione della soluzione acquosa satura a 20 °C di magnesio solfato è

del 26,2 % s.

Per convenzione, si considera solubile in acqua una sostanza che,

alla temperatura ambiente, ha una solubilità superiore a 0,1 mol/l,

poco solubile se è inferiore a 0,1 mol/l, insolubile se la quantità

disciolta è molto più piccola.

? 30 g di potassio dicromato tecnico sono stati purificati per

3.7.(1).

cristallizzazione raffreddando a 10 °C una loro soluzione satura a 100 °C.

Calcolare la resa teorica dell'operazione se le solubilità del sale alle due

temperature sono rispettivamente del 50,5 % m/m e del 7,5 % m/m. Calcolare

la resa effettiva se sono stati ottenuti 23,1 g di cristalli. 23

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4. RAPPORTO STECHIOMETRICO

4.1. Rapporti stechiometrici in una formula. Sono i rapporti

esistenti tra le moli degli atomi o degli aggruppamenti atomici

nella formula.

In NaCl, tra Na e Cl, il rapporto stechiometrico è 1:1; in H O, tra H e

Esempi. 2

O è 2:1; in C H (butano), tra C e H è 1:2,5; in H SO , tra H e S è 2:1, tra H

4 10 2 4

e SO è 2:1 e tra H e O è 1:2.

4

4.2. Calcolo della composizione di una sostanza. Per conoscere

la quantità in massa di un elemento (o di un aggruppamento

atomico) presente in una determinata massa di un composto,

basta conoscere il loro rapporto stechiometrico.

Calcolare quanti grammi di magnesio (Mg = 24,3) sono contenuti in

Esempio.

10 g di magnesio eptaossodifosfato (Mg P O = 222,6).

2 2 7

?

2 mol Mg (2 24,3) g

10 g Mg P O ----------------------- = 10 g ---------------- = 2,2 g Mg

2 2 7 1 mol Mg P O 222,6 g

2 2 7

? a) Calcolare quanti grammi di platino sono contenuti in 5 g di acido

4.2.(1).

esacloroplatinico H PtCl . b) Calcolare quanti grammi di sodio sono

2 6 ?

10H O.

contenuti in 5 mol di sodio fosfato decaidrato Na PO 2

3 4

? Calcolare la percentuale in massa (grammi in 100 g) di acqua di

4.2.(2). ?

2H O).

cristallizzazione nel sodio idrogenofosfato diidrato (NaH PO

2 4 2

4.3. Calcolo della formula minima. La formula minima di un

composto chimico rappresenta soltanto i rapporti esistenti tra gli

atomi nel composto; può coincidere con la vera formula o essere

un suo sottomultiplo.

La formula minima P O informa soltanto che il rapporto

Esempio. 2 5

stechiometrico fosforo-ossigeno è 1:2,5.

L’ analisi elementare di un composto è la determinazione del

percento in massa degli elementi presenti nel composto. Da queste

24

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è possibile risalire alla formula minima; per trovare la vera

formula occorre spesso determinare la massa formale.

Una sostanza organica, costituita da carbonio, idrogeno e azoto,

Esempio.

all’analisi elementare ha dato i seguenti risultati: 65,6 % m/m di C; 15,2 %

m/m di H; 19,1 % m/m di N. Trovare la formula minima.

1 mol 1 mol 1 mol

65,6 g -------- = 5,47 mol C 15,2 g -------- = 15,2 mol H 19,1 -------- = 1,36 mol N

12 g 1 g 14 g

Il rapporto C : H : N nella sostanza è quindi 5,47 : 15,2 : 1,36. Dividendo i

tre valori per il più piccolo e arrotondando il rapporto risulta 4 : 11 : 1 per

cui la formula minima è C H N.

4 11

? Il vanadio forma quattro ossidi: VO, V O , VO e V O . Uno di

4.3.(1). 2 3 2 2 5

questi, sottoposto all’analisi elementare, risulta contenere il 55 % di vanadio

e il 45 % di ossigeno. Di quale ossido si tratta?

? Calcolare la formula minima e la formula vera di una sostanza

4.3.(2). ?

avente M 90 se l’analisi elementare ha dato i seguenti risultati: 53,3 % di

C, 11,1 % di H, 35,6 % di O.

4.4. Rapporti stechiometrici in una reazione chimica. Sono i

rapporti esistenti tra le moli delle sostanze o degli aggruppamenti

atomici coinvolti in una reazione chimica o in una serie di reazioni

chimiche. ?

Nella reazione 3CaO + 2H PO Ca (PO ) + 3H O, il rapporto

Esempi. 3 4 2 2

3 4

stechiometrico tra CaO e H PO è 3:2; tra CaO e Ca (PO ) è 3:1; tra

3 4 3 4 2

CaO e H O è 1:1; tra H PO e Ca (PO ) è 2:1; tra H PO e H O è 2:3.

2 3 4 3 4 2 3 4 2

?

? Nella reazione 2NH + 2,5O 2NO + 3H O indicare i rapporti

4.4.(1). 3 2 2

stechiometrici tra a) ammoniaca e acqua; b) ammoniaca e ossido di azoto; c)

ammoniaca e ossigeno; d) ossigeno e ossido di azoto; e) ossigeno e acqua.

25

G G S

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?

? Nella reazione H SO + 2KOH K SO + H O, il rapporto

4.4.(2). 2 4 2 4 2

stechiometrico tra l’acido solforico e l’idrossido di potassio è 1:2. Ciò

significa che 1 kg di acido solforico richiede, per essere neutralizzato, 2 kg di

? ?

potassio idrossido? a) Sì. b) No.

4.5. Bilanciamento delle reazioni chimiche. Dopo aver scritto

le formule dei reagenti e quelle dei prodotti, la reazione deve

essere “bilanciata”, assegnando alle formule dei coefficienti, in

modo tale che il numero totale degli atomi delle sostanze che si

trovano a sinistra della freccia sia uguale al numero totale degli

atomi delle sostanze che si trovano a destra.

?

a) La reazione di sintesi Fe + S FeS informa che un atomo di

Esempi.

ferro reagisce con un atomo di zolfo ed il prodotto è una formula di ferro

solfuro. La reazione è automaticamente bilanciata. b) La reazione di

? HCl informa che una molecola biatomica di idrogeno

sintesi H + Cl

2 2

reagisce con una molecola biatomica di cloro ed il prodotto è il cloruro

di idrogeno HCl, un composto costituito da molecole. La reazione non è

però bilanciata ma lo diventa assegnando coefficiente 2 alla formula di

?

HCl. La reazione H + Cl 2HCl è ora bilanciata; vi sono due atomi di

2 2

idrogeno a sinistra e a destra della freccia e due atomi di cloro a sinistra

e a destra della freccia. La traduzione in parole della reazione è: quando

una molecola di idrogeno biatomica reagisce con una molecola di cloro

biatomica si ottengono molecole di cloruro di idrogeno. Ma anche:

due

quando una di H (2 g) reagisce con una di Cl (71 g) si

mole mole

2 2

?

formano di acido cloridrico HCl (2 36,5 = 73 g).

due moli

? Bilanciare le seguenti reazioni usando questo piccolo

4.5.(1).

accorgimento: “contare” per ultimi gli atomi delle sostanze che

?

compaiono in più reagenti o prodotti: a) CO + Cl COCl ; b) NO + O

2 2 2

? ? ? ?

NO ; c) Al + S Al S ; d) P O + CaO Ca (PO ) . e) N + H

2 2 3 2 5 3 4 2 2 2

? ?

AlPO + H . g) C H + O CO +H O.

NH . f) Al + H PO

3 3 4 4 2. 5 12 2 2 2 26

G G S

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5. CALCOLI SULLE REAZIONI CHIMICHE.

Per calcolare la massa di una sostanza coinvolta in una reazione

chimica è sufficiente conoscere il rapporto stechiometrico tra la

sostanza “richiesta” e la sostanza “data”, non importa se entrambe

reagenti, entrambe prodotti o l’una reagente e l’altra prodotto

della reazione.

5.1. Calcolo della massa di una sostanza coinvolta in una

reazione chimica.

Si adotta lo stesso sistema usato per la conversione delle unità di

misura moli sostanza “richiesta”

massa sostanza “data” --------------------------------

moli sostanza “data”

. a) Quanti grammi di zinco solfuro (ZnS = 97,4) si ottengono facendo

Esempi

reagire con zolfo 50 g di polvere di zinco( Zn = 65,4)?

?

Zn + S ZnS

(dato) (chiesto)

1 mol ZnS 97,4 g

2 g Zn -------------- = 2 g ---------- = 74,5 g ZnS

1 mol Zn 65,4 g

b) uanti kilogrammi di zinco reagiscono con 2 kg di zolfo (S = 32) nella

Q

reazione precedente?

?

Zn + S ZnS

(chiesto) (dato)

1 mol Zn 65,4 kg

2 kg S ------------- = 2 kg ----------- = 4,1 kg Zn

1 mol S 32 kg 27

G G S

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?

? Per eseguire la reazione Fe + S FeS si mescolano 28 g di ferro

5.1.(1).

e 16 g di zolfo. Terminata la reazione: • a) Rimane dello zolfo libero. • b)

Rimane del ferro libero. • c) Non rimangono nè zolfo nè ferro liberi.

? a) Calcolare quante tonnellate di calce si ottengono per

5.1.(2).

riscaldamento di 3 t di marmo bianco (considerato CaCO puro) secondo la

3

?

reazione: CaCO CaO + CO . b) Calcolare quanti kilogrammi di alluminio

3 2

solfato decaoctaidrato si ottengono trattando con acido solforico 2 kg di

?

alluminio secondo la reazione: 2Al + 3H SO Al (SO ) + 3H . c)

2 4 2 4 3 2

Calcolare quanti grammi di acido nitrico occorrono per attaccare 10 g di

?

argento secondo la reazione 3Ag + 4HNO 3AgNO + 2H O +NO.

3 3 2

? L’ammonio solfato (NH ) SO è un fertilizzante prodotto

5.1.(3). 4 2 4

industrialmente trattando l’acido solforico con ammoniaca; l’acido solforico

si produce per assorbimento in acqua del triossido di zolfo ottenuto a sua

volta ossidando il diossido di zolfo prodotto nella combustione dello zolfo.

Calcolare quante tonnellate di zolfo (M = 32) si devono teoricamente

bruciare per produrre una tonnellata di ammonio solfato (M = 132). Le

? ?

reazioni successive sono: S + O SO ; SO + ½O SO ; SO + H O

2 2 2 2 3 3 2

?

? (NH ) SO .

H SO ; H SO + 2NH 4 2 4

2 4 2 4 3

? Quale sale si forma facendo reagire 98 g di acido solforico con 80

5.1.(4).

g di sodio idrossido?

? 1 g di una lega di rame si attacca con acido nitrico: i metalli

5.1.(5).

passano in soluzione come nitrati mentre lo stagno diventa acido metastannico

insolubile. Dopo filtrazione, l’acido metastannico viene riscaldato fino ad

ottenere 0,133 g di diossido di stagno (SnO = 150,7). La soluzione si

2

sottopone a elettrolisi: sul catodo si depositano 0,8473 g di rame e

sull’anodo 0,0098 g di diossido di piombo (PbO = 239,2). Calcolare le

2

percentuali di stagno (Sn = 118,7) , rame e piombo (Pb = 207,2) nella lega.

? La legge della conservazione della materia di Lavoisier (in una

5.1.(6).

reazione chimica la somma delle masse dei prodotti è uguale alla somma

delle masse dei reagenti) non è rigorosamente valida; alle variazioni di

energia che accompagnano una reazione chimica sono associate variazioni

di massa ma tanto piccole da diventare trascurabili. Nella combustione di

1 kg di carbone si sviluppano 8000 kcal. Calcolare la diminuzione della

2

massa del sistema secondo la celebre equazione di Einstein, ,

E = m c

8

dove è l'energia, la massa e la velocità della luce ( = 3·10 m/s).

E m c c 28

G G S

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5.2. Calcolo del volume di un gas coinvolto in una reazione tra

gas. Quando tanto i reagenti quanto i prodotti della reazione sono

gassosi e si possono considerare, approssimando, gas ideali in

condizioni normali (alla temperatura di 298 K ovvero 0 °C e alla

pressione di 101,325 kPa ovvero 1 atm), il calcolo è immediato

poichè, per la legge di Avogadro, il rapporto stechiometrico tra le

moli è anche è il rapporto stechiometrico tra i volumi.

Per calcolare i metri cubi di ossigeno necessari per la combustione

Esempio.

3

di 1 m di metano, e i metri cubi di diossido di carbonio e di vapor d'acqua

prodotti, considerando i gas in condizioni normali, basta conoscere la

reazione chimica ?

CH +2O CO + 2H O

4 2 2 2

1 mol 2 mol 1 mol 2 mol

1 volume 2 volumi 1 volume 2 volumi

3 3

Quindi, in questa reazione, 1 m di metano richiede 2 m di ossigeno e si

3 3

sviluppano 1 m di diossido di carbonio e 2 m di vapor d'acqua.

? Calcolare quanti litri di aria (contenente il 20 % V/V di ossigeno)

5.2.(1). ?

3

occorrono per la combustione di 10 m di butano (C H + 6,5O 4CO +

4 10 2 2

5H O).

2 3

? Da 25 m una miscela gassosa contenente l’80 % di acido solfidrico

5.2.(2). ? S + H O).

si vuole ottenere zolfo per combustione parziale (H S + 0,5O 2

2 2

?

Calcolare il volume di aria necessario. L'aria contiene 20 % di ossigeno.

5.3. Calcolo del volume di un gas coinvolto in una reazione.

gas. Quando i gas possono essere considerati, approssimando,

ideali e in condizioni normali, la massa molare del gas può essere

sostituita con il volume molare, volume occupato da una mole di

qualsiasi gas in condizioni normali, V = 22,4 l circa.

m n

Esempio. Calcolare quanti litri di idrogeno sono necessari per ridurre 10 g di

?

ossido di rame a rame; CuO + H Cu + H O.

2 2

1 mol H 22,4 l

2

10 g CuO --------------- = 10 g ----------- = 2,8 l di H

2 29

G G S

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1 mol CuO 79,5 g

? Un tempo, i palloni aerostatici si riempivano con idrogeno prodotto

5.3.(1). ?

sul posto da trucioli di ferro e acido cloridrico: Fe + 2HCl FeCl + H .

2 2

Calcolare i kilogrammi di trucioli di ferro necessari per gonfiare un pallone

3

da 400 m .

5.4. Resa di una reazione chimica. Qualsiasi reazione chimica

non conduce mai alle quantità teoricamente previste e ciò per

molteplici ragioni: reagenti impuri, evaporazione di liquidi,

perdite da recipienti a tenuta imperfetta, aderenza di solidi e

liquidi alle pareti del recipiente, ecc. La resa, o rendimento, di

una reazione chimica è il rapporto, espresso in percentuale, tra la

massa del prodotto realmente ottenuto e la massa del prodotto

teoricamente ottenibile. ?

? Calcolare il rendimento della reazione CaSO + NaNO CaSO

5.4.(1). 3 3 4

+ NaNO se, partendo da 50 kg di sodio nitrato, sono stati ottenuti 28,7 kg di

2

sodio nitrito.

? 50 kg di sodio solfato si riscaldano con carbone; calcolare i

5.4.(2). ?

kilogrammi di sodio solfuro ottenuti se la resa della reazione Na SO + 4C

2 4

Na S + 4CO è del 40 %.

2

? 20 g di whiterite, contenente l’80 % di bario carbonato, si

5.4.(3).

sciolgono in acido cloridrico, si filtrano le sostanze insolubili e si concentra

la soluzione fino a cristallizzazione del bario cloruro biidrato, ottenendone

6,5 kg. Calcolare il rendimento dell’operazione. 30

G G S

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5.5. Calcoli dei volumi di soluzioni molari partecipanti ad una

reazione.

Iniziamo con una domanda. Quali concentrazioni devono possedere una

soluzione di HCl ed una di NaOH affinchè un volume di acido richieda, per

la neutralizzazione, un eguale volume di base? Risposta immediata: il

rapporto stechiometrico HCl : NaOH è 1:1 per cui la condizione richiesta si

verifica quando le due soluzioni hanno la stessa molarità, cioè sono entrambe

molari, (o decimolari, o doppiomolari, ecc.).

? 20 ml di una soluzione decimolare di sodio idrossido richiedono,

5.5.(1).

per essere neutralizzati: • a) 10 ml di acido solforico 0,1 M. • b) 20 ml di

acido solforico 0,1 M.

? Calcolare i millilitri di soluzione M di argento nitrato che

5.5.(2).

reagiscono con 25 ml di soluzione M di potassio fosfato ( K PO + 3AgNO

3 4 3

? Ag PO + 3KNO ).

3 4 3

? Calcolare i millilitri di acido cloridrico 0,5 M necessari per

5.5.(3).

neutralizzare: a) 20 ml di potassio idrossido 0,5 M; b) 20 ml di potassio

idrossido M; c) 20 ml di potassio idrossido 2 M.

? Calcolare i millilitri di soluzione di acido cloridrico 2M necessari

5.5.(4).

per neutralizzare a) 50 ml di bario idrossido 2 M; b) 50 ml di bario idrossido

?

M; c) 50 ml di bario idrossido 0,5 M (Ba(OH) + 2HCl BaCl + 2H O).

2 2 2

5.6. Calcolo della massa o del volume di una soluzione

coinvolta in una reazione chimica.

Calcolare quanti millilitri di acido solforico (H SO = 98) al 15 %

Esempio. 2 4

?

m/V occorrono per attaccare 50 g di zinco. (Zn + H SO ZnSO + H ).

2 4 4 2

1 mol H SO 98 g

2 4

50 g Zn ------------------ = 50 g -------- = 75 g H SO

2 4

1 mol Zn 65 g

100 ml

75 g ----------- = 500 ml di H SO al 15 % m/V

2 4

15 g 31

G G S

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? Calcolare quanti grammi di soluzione di NaOH al 30 % m/m

5.6.(1).

occorrono per neutralizzare 300 g di acido solforico.

? Calcolare quanti grammi di ossido di calcio si possono dissolvere

5.6.(2). ?

in 400 ml di acido cloridrico al 42,4 % m/V. (CaO + 2HCl CaCl + H O).

2 2

? Calcolare approssimativamente quanti kilogrammi di calce idrata

5.6.(3).

(Ca(OH) = 74) si devono versare sul liquido, sparso sul banco di lavoro, in

2

seguito alla rottura di una bottiglia contenente poco più di 1 l di acido nitrico

conc. Si consideri l’acido nitrico come fosse puro al 100 %, con d = 1,4

g/ml.

? 200 ml di acido solforico al 20 % m/m (d = 1,14; M= 98) si

5.6.(4).

trattano con alluminio. Calcolare il volume di idrogeno in c.n. sviluppato.

?

(2Al + 3H SO Al (SO ) + 3H ).

2 4 2 4 3 2

6. CALCOLI SUI GAS

In 5.2. e 5.3. abbiamo incontrato esercizi in cui i gas venivano considerati in

condizioni normali. Prendiamo ora in considerazione alcuni casi in cui un

gas, sempre considerato ideale, non si trova in condizioni normali.

6.1. Legge di Boyle-Mariotte. Per un gas ideale, se la

temperatura viene mantenuta costante, ad un aumento della

pressione corrisponde una proporzionale diminuzione del

volume: V : V = p : p , dove e , volume e pressione del gas

V p

1 2 2 1 1 1

prima della trasformazione; V e p , volume e pressione del gas dopo la

2 2

trasformazione.

? a) 24 l di un gas si trovano alla pressione di 18 atm. Calcolare la

6.1.(1).

pressione esercitata dal gas se il volume viene ridotto a 12 l e la temperatura

rimane invariata. b) Perchè occorre un certo sforzo per ridurre a metà il

volume di aria contenuta in una siringa da 5 ml chiusa, uno sforzo ancora

maggiore per ridurre il volume di aria a 1 ml ed è facile la rottura della

siringa se si tenta di spingere il pistone sino in fondo?

? L'ossigeno si commercia in bombole da 40 l, alla pressione di 160

6.1.(2).

atm. Calcolare quanti metri cubi di gas si ottengono scaricando una di queste

32

G G S

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bombole alla pressione atmosferica supponendo che la temperatura rimanga

costante.

6.2. Prima legge di Volta-Gay-Lussac. Per un gas ideale, se la

pressione viene mantenuta costante, ad un aumento della

temperatura corrisponde un proporzionale aumento del volume:

V : V = T : T , dove e , volume e temperatura assoluta del gas

V T

1 2 1 2 1 1

prima della trasformazione; e , volume e temperatura assoluta del gas

V T

2 2

dopo la trasformazione.

? Una certa massa di idrogeno, alla temperatura di 20 °C, occupa il

6.2.(1).

volume di 560 ml. Calcolare il volume occupato dal gas se la temperatura

viene innalzata a 90 °C mentre la pressione rimane costante.

6.3. Seconda legge di Volta-Gay-Lussac. Per un gas ideale, se il

volume viene mantenuto costante, ad un aumento della

temperatura corrisponde un proporzionale aumento della

pressione: p : p = T : T , dove e pressione e temperatura

p T ,

1 2 1 2 1 1

assoluta del gas prima della trasformazione; e , pressione e temperatura

p T

2 2

assoluta dal gas dopo la trasformazione.

? In una bomboletta di azoto la pressione, alla temperatura di 18 °C,

6.3.(1).

è di 10 atm. Calcolare la pressione acquistata dal gas se il recipiente viene

riscaldato a 80 °C. Sulla confezione appare l'avvertenza: "Pressione massima

10 atm - Mantenere a temperature inferiori a 50 °C".

? Un'autoclave contiene un gas esercitante, alla temperatura di 20 °C,

6.3.(2).

una pressione di 0,3 MPa ed è dotato di valvola di sicurezza che si apre

quando la pressione raggiunge 0,6 MPa. Calcolare la temperatura alla quale

si apre la valvola.

6.4. Equazione generale dei gas ideali. In essa compaiono tre

parametri del gas: volume, pressione e temperatura

p V p V

1 1 2 2

---------- = ----------

T T

1 2 33

G G S

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? 43 ml di idrogeno sono stati misurati alla temperatura di 19 °C ed

6.4.(1).

alla pressione di 758 torr. Calcolare il volume del gas in condizioni normali

(a 0 °C e 760 torr).

? La densità dell'aria secca, in condizioni normali, è 1,29 g/l.

6.4.(2).

Calcolare il volume occupato da 1 g di aria secca alla temperatura di 20 °C e

alla pressione di 93,3 kPa.

6.5. Legge di Avogadro. "Volumi uguali di gas diversi, nelle

stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso

numero di molecole (atomi per i gas nobili)". Ne deriva che uno

stesso numero di particelle di gas diversi occupa, nelle stesse

condizioni di temperatura e pressione, uno stesso volume. Quindi,

1 mol di qualsiasi gas ideale (contenente lo stesso numero di

23

particelle, 6·10 ) occupa uno stesso volume. Tale volume, il

volume molare dei gas ideali, è V = 22,413 83 l . Si arrotonda d

m n

solito a 22,4 l .

n

? a) Calcolare la massa di 5 l di ossigeno sapendo che la massa di 1

6.5.(1). n

l di ossigeno è 1,429 g. b) Calcolare la massa di 5 l di ossigeno non

n n

conoscendo la sua densità.

? Calcolare quante moli e quante molecole sono contenute in 1 l di

6.5.(2). n

un qualsiasi gas supposto ideale.

? Le masse e rispettivamente di uguali volumi di idrogeno e di

m m

6.5.(3). 1 2

ossigeno, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, sono: • a) m >

1

. • b) = . • c) <

m m m m m

2 1 2 1 2 .

? I volumi e occupati rispettivamente da 5 mol di idrogeno e 5

V V

6.5.(4). 1 2

mol di ossigeno, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, sono: •

a) > • b) = • c) <

V V .

V V V V

1 2 . 1 2 .

1 2 . ?

? Nella reazione H + Cl 2HCl, dopo aver riportato il sistema

6.5.(5). 2 2

nelle condizioni iniziali di temperatura e pressione, il volume: • a) Risulta

raddoppiato. • b) Non è variato. • c) Risulta dimezzato.

? 1. Il numero di molecole contenute rispettivamente in 3 mol di

6.5.(6).

ossigeno e in 3 mol di ozono è: • a) il medesimo. • b) diverso. 2. Il numero

34

G G S

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di molecole contenute in 1 g di cloro e in 1 g di fluoro, nelle stesse

condizioni di temperatura e pressione: • a) è il medesimo. • b) è diverso.

6.6. Equazione di stato dei gas ideali. In essa compaiono cinque

parametri del gas: volume V, pressione p, temperatura T, massa m

e massa molare M. Per una mole di gas: p V = R T. Per un certo

numero di moli n di gas: m

p V = n R T ovvero p V = ------ R T

M

dove è la Il valore numerico di dipende

R costante universale dei gas ideali. R

dalle unità adottate nella misura del volume e della pressione del gas.

Quando il volume è espresso in decimetri cubi e la pressione in kilopascal, R

? 3

8,31 dm kPa/ K mol; quando il volume è espresso in litri e la pressione in

?

atmosfere, 0,082 l atm/K mol.

R 3

? Calcolare la massa di 0,5 m di cloro (Cl = 71) alla temperatura

6.6.(1). 2

di 20 °C ed alla pressione di 100 kPa .

? La massa di 624 ml di un gas, a 17 °C e 104 kPa, è 1,56 g.

6.6.(2).

Calcolare la massa molare.

6.7. Calcoli sulle reazioni coinvolgenti gas non in condizioni

normali. Per risolverli, si possono seguire due vie: 1) Calcolare il

volume del gas in c.n. applicando l’equazione generale dei gas; 2)

Calcolare la massa del gas applicando l’equazione di stato dei gas.

? Una certa quantità di una miscela contenente magnesio carbonato

6.7.(1).

(MgCO = 84,3) e sostanze inerti, trattata con acido solforico dil., ha

3

sviluppato 26 ml di diossido di carbonio (CO = 44), misurati a 18 °C e a 98

2

kPa. Calcolare i grammi di magnesio carbonato presenti nella miscela. La

?

reazione è: MgCO + H SO MgSO + H O + CO .

3 2 4 4 2 2 35

G G S

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6.8. Densità gassosa relativa (d ). E’ il rapporto tra la massa m

r 1

di un certo volume di gas e la massa m di un egual volume di

2

gas campione, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione.

Tale rapporto, per la legge di Avogadro, è uguale a quello

esistente tra le masse molari M del gas e M del gas campione

1 2

m M

1 1

d = ------ = ------- da cui M = d M

r 1 r 2

m M

2 2

? La densità relativa di un gas rispetto all’ossigeno è 0,875.

6.8.(1).

Calcolare la massa molare del gas (O = 32).

2

? Un sostanza contiene 88 % di C e 11,8 % di H e la sua densità

6.8.(2).

rispetto all’aria è 2,34. Trovare la formula della sostanza. La massa molare

media dell’aria è 29 g.

? La formula minima dell’idrazina è NH e la sua densità rispetto

6.8.(3). 2

? ? ?

all’aria è 1,1. La formula vera è: a) NH . b) N H . c) N H .

2 2 4 3 6

6.9. Miscele gassose. La concentrazione di un componente in

una miscela di gas si esprime in percento in volume V/V, volumi

del componente presenti in 100 volumi di miscela. In una miscela

di gas ideali la pressione totale p della miscela è la somma delle

pressioni parziali p , p , p , ... dei gas componenti A, B, C, ...

A B C

(Legge di Dalton). La pressione parziale di un componente è la

pressione che esso eserciterebbe, ad una determinata temperatura,

se occupasse da solo tutto il volume della miscela.

In una miscela di gas ideali, il volume totale V della miscela è la

somma dei volumi parziali V , V , V , ... dei componenti A, B, C,

A B C

… ( Legge di Amagat ). Il volume parziale di un componente è il

volume che esso occuperebbe, ad una determinata temperatura,

se da solo fosse sottoposto alla pressione della miscela. 36

G G S

IACOMO UILIZZONI TECHIOMETRIA

L’equazione di stato dei gas p V = n RT applicata ad una miscela

di gas A, B, C, ... diventa ?

p V = (n + n + n + ....) RT ovvero p V = n RT

A B C

? Calcolare le pressioni parziali dell’ossigeno e dell’azoto nell’aria

6.9.(1).

alla pressione di 2 atm considerando l’aria, per semplificare, una miscela al

21 % V/V di ossigeno e al 79 % V/V di azoto.

? La pressione parziale dell’ossigeno nell’aria in c.n. è 22 kPa.

6.9.(2).

Calcolare la sua percentuale nell’aria.

? Considerando l’aria, per semplificare, una miscela contenente il 21

6.9(3).

% V/V di ossigeno (O = 32) e il 79 % V/V di azoto (N = 28), calcolare a)

2 2

la massa in grammi di 1 l di aria in c.n. e b) la “massa molare”dell’aria.

6.10. Pressione osmotica. L'equazione di stato dei gas, applicata

?

alle soluzioni diluite, diventa V = n R T. Ora, poichè il rapporto

?

n/V è la concentrazione molare c della soluzione si ha = c R T,

?

dove è la pressione osmotica, pressione che insorge in una

soluzione, separata dal solvente da una membrana

semipermeabile, quando avviene l’osmosi, migrazione di solvente

verso la soluzione.

? Calcolare la pressione osmotica, in megapascal, di una soluzione

6.10.(1). ?

semimolare di una sostanza non volatile, alla temperatura di 25 C.

? Calcolare la pressione osmotica, in atmosfere, di una soluzione

6.10.(2). ?

molare di una sostanza non volatile alla temperatura di 0 C.

? Calcolare la concentrazione in grammi al litro di una soluzione di

6.10.(3). ?

glucosio (M = 180) isotonica con il sangue avente = 7,65 atm a 37 °C.

?

? La pressione osmotica a 25 C di una soluzione contenente 14 g/l

6.10.(4).

di un polimero è 0,7 kPa. Calcolare la massa formale media del polimero.

37

G G S

IACOMO UILIZZONI TECHIOMETRIA

7. ACIDI E BASI, pH

7.1. Acidi e basi. Si ricorda che un acido è una sostanza in grado di

HB

+

cedere protoni H ad una base i prodotti della reazione acido-base

b;

(protolisi: HB + b == Hb + B) sono un altro acido Hb ed un'altra base B.

-

? Nella reazione CH (CH ) COOH + H O == CH (CH ) COO +

7.1.(1). 3 2 5 2 3 2 5

+

H O , l’acqua: • a) E’ un acido. • b) E’ una base. • c) Non è un acido e

3

non è una base.

? Un lievito artificiale usato in pasticceria è una miscela di sodio

7.1.(2).

idrogenocarbonato NaHCO e calcio diidrogenofosfato Ca(H PO ) . Alla

3 2 4 2

temperatura del forno i due componenti reagiscono sviluppando CO , a cui si

2 ?

4-

3- + H PO

deve la lievitazione della pasta. Avviene la reazione: HCO 2

42- 3- 4-

HPO + H O + CO . a) • L’acido è HCO . • b) L’acido è H PO .

2 2 2

? Una soluzione acquosa 0,1 M di acido iodidrico (forte) ed una

7.1.(3). ?

soluzione acquosa 0,1 M di acido fluoridrico (debole): a) Hanno la stessa

?

acidità. b) Hanno diversa acidità. ? ?

? Gli idrossidi alcalini e alcalino-terrosi sono basi? a) Sì. b)

7.1.(4).

No.

7.2. Prodotto ionico dell'acqua. pH e pOH. Nell’acqua, acido e

base debolissima, sono presenti piccolissime quantità di ioni

+ -

idronio H O e di ioni idrossido OH , in seguito all'autoprotolisi

3 + -

H O + HOH == H O + OH .

2 3

? ? ? ?

+ -

La costante K = H O OH , che dipende soltanto dalla

w 3

temperatura, è chiamata prodotto ionico dell’acqua. Nei calcoli si

preferisce usare il suo cologaritmo, simbolo pK

w

pK = colg K = - lg K

w w w -14

Alla temperatura di 25 °C, K = 10 e quindi pK = 14.

w w 38


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DESCRIZIONE ESERCITAZIONE

Raccolta vastissima di esercizi per il corso di Chimica Medica dei Proff. Massimiliano Coletta e Stefano Marini, riguardante i seguenti argomenti:
- Soluzioni e diluizioni;
- Variabili di stato dei gas;
- Stechiometria, moli e bilanciamento delle reazioni;
- Equilibrio in fase gassosa;
- Elettrochimica ed elettrolisi.


DETTAGLI
Corso di laurea: Corso di laurea in farmacia (Facoltà di Medicina e Chirurgia e di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali)
SSD:
A.A.: 2011-2012

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher vipviper di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di CHIMICA MEDICA e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Tor Vergata - Uniroma2 o del prof Coletta Massimiliano.

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