NOMENCLATURA E STECHIOMETRIA
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acido
notazione scientifica
massa molecolare
cifre significative
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composto
composti ionici:
cifre significative
nomenclatura chimica
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composti molecolari
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una formula
molecolare:
mostra l'esatto numero
degli atomi
di ciascun elemento
nella più piccola unità
di una sostanza,
empirica o minima:
mostra
il più piccolo rapporto
fra atomi di una
sostanza
es, da molecolare --> empirica/minima
C6H12O6-->CH2O
O3-->O
H2O -->H2O
N2H4-->NH2
la formula
la somma delle
sono una combinazione
gli elettroni
di cationi
e anioni,
è di solito
la stessa della
formula empirica
cariche dei cationi
e anioni
in ciascuna unità,
formula
deve essere
uguale a zero
del primo gruppo
tendono
a cedere elettroni
per acquisire
in configurazione
elettronica
dei periodi sopra,
qunidi i gas nobili,
precedente non successivo
(riga sopra),
es)
Na 1°gruppo diventa +1
7° gruppo
tende ad acquisire
es, cloro -1
i metalli più reattivi
e i non metalli
più reattivi,
reagiscono per
formare composti ionici
formula composti ionici:
Al2O3=
Al: è +3,, O è 2-
quindi:
Al: (3x2=6) + O: (3X-2=-6)
il tutto fa 0
deve fare sempre 0
altro es.
CaBr2
Na2CO3
Ca è 2, Br è -1
qunidi Ca: (1x2=2) + Br: (-1x2=-2)
il tutto 0
Na: (+1), C. (?), O: (-2)
qunidi
Na: (1x2=2),, C: (?), O: (-2x3= -6)
qunidi
2+?+(-6)=0
C= +4
(C: può essere,
+2, +4, -4
composti ionici
spesso un metalli + un non metallo,
anione (non metallo)
aggiunge "uro"
al nome dell'elemento
es.
K2O
Mg(OH)2
BaCl2
KNO3
nitr(ato) di potassio
idrossido
ossido di potassio
clor(uro) di bario
di magnesio,
composti ionici
metalli di transizione:
indicare la carica
sul metallo
col numero romano
es,
FeCl3
Cr2S3
FeCl2
2 Cl-
-2 qunidi Fe è +2
3 Cl-
3S-2
-6 qunidi Cr è 3(6/2)
-3 quindi Fe è +3
clor(uro) di ferro (II)
clor(uro) di ferro (III)
clor(uro) di cromo (III)
quando vo sono
elementi che possono
avere più cariche,
metto la carica
tra parentesi
es. cloruro di ferro (III)
la nomenclatura "ide"
di alcuni anioni monoatomici
comuni
secondo la loro posizione
nella tavola periodica
gruppo 6A
gruppo 7A
gruppo 5A
gruppo 4A
C carbonio (C4-)
Si silicio (Si4-)
N azoto (N3-)
P fosforo (P3-)
O ossigeno (O2-)
S zolfo (S2-)
Se selenio (Se2-)
Te tellurio (TE2-)
F fluoro (F-)
Cl (cloro (Cl-)
Be bromo (Br-)
I iodio (I-)
e la stessa cosa,
vi è, e vi sono
tabelle per cationi e anioni
gli elementi
il nome dell'ultimo
nomi comuni
se più di un composto
nonmetalli
o nonmetalli + metalloidi
NH3, (ammoniaca),
CH4 (metano),
H2O, (acqua)
più a sinistra
nel periodo,
e più in basso
nel gruppo
della tavola periodica
sono scritti
per primi nella formula
può essere formato
da stessi elmetti,
usare prefissi
per indicare
il numero
di ciascun tipo
di atomo
elemento finisce
in -uro
o -ossido
s evi è ossigeno
prefissi greci
usati nella denominazione
dei composti molecolari
silicato
prefisso
penta-
hixa-
tetra-
hepta-
tri-
octa-
di-
nona,
mono-
3,
4,
5,
6,
7,
2,
1,
8,
9,
10
deca-
composti molecolari es.
NO2--> diossido di azoto
N2O--> monossido di azoto
N2Cl4--> tetracloruro di diazoto
SO2--> diossido di azoto (diossido solfato)
NF3--> trifluoro di azoto,
HI--> ioduro di idrogeno,
ionico
molecolare
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anione: monoatomia o poliatomia
catione: metallo o NH4+
composti binari di non metalli,
catione + di 1 carica
catione ha 1 sola carica
cationi metallici
Ag+, Al3+, Cd2+, Zn2+,
cationi metallici
alcalini,
alcalino-terrosi
altri cationi metallici
denominazione:
denominazione:
nome primo metallo,
se anione
se anione poliatomico,
monoatomico,
aggiungere
".ide" alla
radice del nome
dell'elemento,
usare il nome
dell'anione
specificare la carica
se anione poliatomico,
nome primo metallo,
con il numero
romano
tra parentesi,
usare nome dell'anione
denominazione:
usare prefissi
aggiungere -ide
per entrambi
gli elementi presenti
(prefisso mono-
di solito omesso
per il primo elemento),
alla radice
dei secondi elementi
un acido può essere
definito,
come una sostanza
che produce
ioni idrogeno (H+)
quando è disciolto
in H2O
es) HCl gas
e HCl in acqua
(sostanza pura,
cloruro d'idrogeno (HCl)
sostanza in H2O,
(H3O+ e Cl-)
acido cloridrico)
HCl( cloruro di idrogeno)-->
faccio gorgogliare
in H2O-->
diventa (H3O+ (acido cloridrico) e Cl-(cloruro))
alcuni acidi semplici
anioni
Br- (bromuro),
I- (ioduro),
Cl- (cloruro),
S2- (solfuro),
F- (fluoruro),
CN- (cianuro),
acidi corrispondenti
HCl (acido cloridrico),
HBr (acido bromidrico),
HF (acido fluoridrico),
HI (acido idroiodico),
H2S (acido solforato),
(HCN (acido cianidroco)
ossoacidi ed ossoanionici
ossoacidi
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è un acido che
contiene idrogeno,
ossigeno
ed un altro elemento
H3PO4
H2CO3
HNO3
acido nitrico-->anidrite + H2O,
acido carbonico--> anidrite carbonica+ H2O
acido fosforico--> ottenuto da
anidrite solforosa + H2=
ossiacidi--> ione H+ --> osoanionici
acido per- -ico
--> HClO4--> per- -ato
ClO4-
acido -ico
--> HClO3-->
-ato
ClO3-
se
+(O),
ho acido per- -ico
se -(O)
ho acido -oso
-->HClO2-->-ito
ClO2-
se -(O)
ho acido ipo- -oso
-->HClO--> ipo- -ito
ClO
le regole per
la nomenclatura
degli ossoanioi,
anioni degli ossoacidi,
sono le seguenti:
2) quando tutti
3) se non tutti
1) quando tutti
gli ioni H
sono rimossi
dall'acido
"-ico",
il nome dell'anione
finisce con "-ato",
gli ioni H
sono rimossi
dall'acido
"-oso",
il nome dell'anione
finisce con "-ito",
gli H
sono rimossi,
si deve indicare
il numero
degli H
ancora presenti
es.
HPO4 2-
PO4 3-
H2PO4-
diidrogeno fosfato
(mono) idrogeno fosfato,
fosfato
acidi
in soluzione
cedono ioni H+
basi in soluzione
cedono ioni H-
una base
idrati
può essere definita
come una sostanza
che disciolta
in H2O,
fornisce ioni
idrossido (H+)
es.
KON
Ba(OH)2
NaOH
Ba(OH)2--> BA 2+ +2(OH-)
idrossido di sodio,
idrossido di potassio,
idrossido di bario,
sono i composti
che hanno
uno specifico numero
di molecole
di H2O di cristallizzazione
es.
LiCl x H2O
mgSO4 X 7H2O
BaCl2 x 2H2O
CuSO4 x 5H2O
cloruro di bario diidrato
cloruro di litio monoidrato
solfato di magnesio eptaidrato
solfato rameico (II) pentaidrato
colore blu, cristalli
CuSO4
solfato rameico
colore bianco, polveroso
proprietà intensive ed estensive
peso:
massa:
proprietà intensiva:
materia:
proprietà estensiva:
di una materiale
dipende dalla
quantità di
materia,
quindi:
lunghezza,
volume
massa,
di un materiale
non dipende
dalla quantità
di materiale,
quindi:
densità,
T°,
colore
tutto ciò che
occupa spazio
ed ha una massa
misura della
quantità di materia
nel sistema internazionale,
unità di massa
è chilogrammo (Kg)
1Kg= 1000g= 1x10( alla 3) g
forza che
la gravità esercita
su un oggetto
peso= c x massa
1 kg peserà:
terra, c=1,0
su luna, c=0,1
(1 kg su terra)
(0,1 kg su luna)
sistema internazionale delle unità
altri prefissi
nome dell'unità
simbolo
unità base, quantità base
5) T°,
6) quantità sostanza,
4) corrente elettrica,
7) intensità luminosa
3) tempo,
2) massa,
1) lunghezza
3) secondi,
4) amper,
2) chilogrammi,
5) kelvin,
1) metri,
6) mole
7) candela
3) s
4) A
2) Kg
5) K
1) m,
6) Mol
7) cd
simbolo
siglificsto
prefissi
kilio-
deci-
mega-
centi-
giga-
milli-
tera-
micro-
nano-
T
G
M
K
d
c
m
micro
n
1/10 o 10 alla -1,
1/100 o 10 alla -2,
1.000 0 1o alla 3,
1/1000 o 10 alla -3,
1.000.000 o 10 alla 6,
1/1.000.000 o 10 alla -6
1.000.000.000 o 10 alla 9,
1/1.000.000.000 0 10 alla -9
1.000.000.000.000 o 10 alla 12,
pico-
p
1/1.000.000.000.000 0 10 alla -12
densità di alcune sostanze a 25°C
densità:
volume:
sistema internazionale
unità per il volume
è il metro cubo
1cm cubo= (1x10 alla -2 m) alla 3=1 x 10 alla -6 metri cubi
1dm cubo= (1 x 10 alla -1m)alla 3= 1 x 10 alla -3 metri cubi
1L(litro)= 1000ml=1000cm cubi= 1dm cubo
1mL= 1 cm cubo
1g/ cm cubo= 1g/mL= 1000Kg/metri cubi
una barra di platino,
sistema internazionale
densità= massa/volume
unità per densità
è il Kg/m cubi,
d=m/v
con densità (d) di
21,5g/cm cubo,
ha un volume (v)
di 4,49 cm cubi,
quale è la sua massa?
d=m/v
m=d x v= 21,5g/ cm cubi x 4,49 cm cubi= 96,5g
sostanze
densità (g/ cm cubo)
3) 1,00
4) 13,6
2) 0,79
5) 2,2
6) 7,9
1) 0,001
7) 19,3
8) 22,6
4) mercurio,
3) H2O,
5) sale da cucina,
6) ferro,
2) etanolo,
7) oro,
1) aria (misurato ad 1 atmosfera),
8) osmio (elemento più denso conosciuto)
confronto scale di T°
°K (kelvin)= +273,25 °C
°F (faraday)= 9/5 x °C +32
32°F= 0°C
212°F= 100°C
273°K=0°C
373°K= 100°C
notazione scientifica
numero atomi in 12g di carbonio:
non si scrive--> 602.200.000.000.000.000.000.000
ma si scrive--> 6,022 x 10 alla 23
la massa di un atomo carbonio in g:
non si scrive--> 0,000.000.000.000.000.000.000.199
ma si scrive--> 1,99 x 10 alla -23
N x 10 alla n
dove:
N= numero fra 1 e 10
n= è un numero intero
positivo
o negatovo
divisione
addizione o sottrazione
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moltiplicazione
0, 00000772
in ambito scientifico,
568,762
muovere decimali
a sinistra
n>(mag) 0
568,762= 5,68762 x 10 alla 2
muovere decimali
0,00000772= 7,772 x 10 alla -6
a destra
n<(min)0
il punto è
la nostra virgola
es) 0,0001--> 0.0001
nella notazione scientifica,
somma,
e sottrazione
porto tutto
allo stesso esponente
e poi faccio lil calcolo
2) combinare N1 e N2,
3) esponente n,
1)scrivere
es) 4.31 x 10 alla 4 + 3.9 x 10 alla 3=
le quantità
con stesso esponente n,
rimane lo stesso
4.31 x 10 alla 4 + 0.39 x 10 alla 4=4.70 x 10 alla 4
2) addizionare
es) (4.0 x 10 alla-5) X (7.0 x 10 alla 3)=
1) moltiplicare N1 e N2
gli esponenti n1 e n2
(4.0 x 7.0) x (10 alla -5+3)=
28 x 10 alla -2
=2.8 x 10 alla -1
2) sottrarre
es) (8.5 x 10 alla 4 / 5.0 x 10 alla 9)=
1) dividere N1 e N2
gli esponenti n1 e n2
(8.5 / 5.0) x 10 alla 4-9
= 1,7 x 10 alla -5
gli zero
se un numero
gli zeri fra
se un numero
ogni numero
gli zeri finali
che non sia 0,
è significativo,
(1234 kg
4 cifre significative),
2 numeri,
(che non sono 0 anch'essi),
sono significativi,
(606m
3 cifre significative),
a sinistra del
primo numero,
non 0,
non sono significativi
(0.08 l
1 cifra significativa)
è maggiore di 1,
allora tutti i 0
a destra del piano,
sono significativi
(2.0 mg
2 cifre significative)
è minore di 1,
allora solo gli 0
che sono
alla fine
o fra altri numeri
sono significativi
(0,00420 g
3 cifre significative)
sono sgnificativi
solo se presene
la virgola
(punto nella convenzione
internazionale)
(560g
2 cifre significative)
es. quante cifre significative ci sono
in ciascuna delle seguenti misure?
0,0320 m quadri
6,4 x 10 alla 4
3001g
560 kg
24 ml
1900,0
5 cifre significative
2 cifre significative,
2 cifre significative,
3 cifre significative,
2 cifre significative,
4 cifre significative,
moltiplicazione o divisione
numeri interi,
addizione e sottrazione
il risultato
non può avere
più numeri
dopo la virgola
di quelli
di ciascun addendo
es. 89.332 + 1,1 (1 cifra dopo virgola)
qunidi = 90.432
e si approssima a 90,4
es. 3.7082 cifre dopo virgola) - 2.9133
quindi = 0,7867
e si approssima a 0,79
il numero di cifre significative
nel risultato
è determinato
dal dato che ha il minor
numero di cifre
significative
es.4.51(3 cifre significative) x 3.6666
= 16.536399
quindi approssimo a 16,5
es. 6.8(2 cifre significative) /112.04
=0.0606926
qunidi approssimi
a 2 cifre siglificative,
quindi 0,061
i numeri da definizione
o numero di oggetti
sono considerati
come aventi
un numero infinito
di cifre significative
es.
la media di
3 lunghezze misurate:
6.64, 6.68, 6.70?
(6.64+6.68+6.70) / 3= 6.67333
qunidi è = 6.67
3 sono esperimenti,
ed è numero intero
il numero atomico,
massa molare:
massa atomica media:
massa atomica
precisione:
da,
accuratezza:
quanto vicina
è una misura
al valore reale,
quanto simili
sono i valori
di una sola
misura
es.(in un bersagli frecce)
tutti concentrati
al centro
se tutti si lato
sono accurato e preciso,
sono preciso ma non accurato,
sparsi
non sono
ne preciso ne accurato
micro
a macro,
grammi,
atomi e molecole
è la massa di
un atomo
in unità di massa atomica
(AMU o UMA)
per definizione:
1 atomo 12C (carbonio)
e in questa scala,
pesa 12 AMU, UMA
1H= 1.008 UMA,
16O= 16.00 UMA
è la media pesata
di tutti gli isotopi
naturali
dell'elemento
ovvero possiamo
avere,
uno stesso elemento
che ha stesso tipo
di isotopi,
ma con neutroni diversi
es il carbonio,
ha 2 tipi di isotopi,
12 C=
13 C=
il 99%, sono i più comuni,
1%
quindi io devo
calcolare il 13C
quando si calcola la massa atomica
per il litio:
7.42% 6Li (6.015 UMA)
e 92.58% 7Li (7.016 UMA)
massa atomica media:
(7,42 x 6.015) + (92.58 x 7.016) / 100= 6.911 UMA
mi dice quanti
protoni ci sono
nell'elemento
e 6.02214076 x 10 alla 23 mol alla -1,
quantità di sostanza
è la massa
1 mole= quantità
di 1 mole di
(ws. uova, scarpe, palline, atomi)
in grammi
di sostanza
che contiene
6.022 x 10 alla 23 Atom
è la costante di Avocadro
vecchia definizione:
numero di atomi
contenenti
in 12.00g di 12C
e,
1 mole 12C atomi= 12.00 g 12C
1 mole litio atomi= 6.941 g di li
e per ogni elemento
massa atomica (AMU)=massa molare (grammi)
poi in base
al materiale,
1 mole cambia
la quantità
1 12Catomo/ 12.00 AMU X 12.oog/ 6.022 x 10 alla 23 12C atomi=
1.66 x 10 alla -24 g/ 1 AMU
1 AMU= 1.66 x 10 alla -24 g
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o 1 g= 6.022 x 10 alla 23 AMU
massa elemento (m) --> m/M--> -numero moli elemento (n)->nNa--> numero atomi elemento (N)
numero atomi elemento (N)--> N/Na-->numero moli elemento (n)--> nM-->massa elemento (m)
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M= massa molare
Na= numero di avocadro
in g/mol
n (mol)= m(g)/ M(g/mol)
n Na= N
quanti atomi ci sono in 0.551 g di potassio (K)?
1 mol K= 6.022 x 10 alla 23
0.551g g K x 1mol K/39.10g K x 6.022 x 1p alla 23 atomi K/ 1 mol K=
1 mol K= 39.10g K
atomi K
= 8,49 x 10 alla 21 atomi K
o peso molecolare,
è la somma
delle masse atomiche
(in AMU)
in una molecola
es SO2
1S è 32.07 AMU
e 2O è 2x 16.00 AMU
la soma è quindi
64.07 AMU
per ogni molecola,
massa molecolare (AMU)= massa molare (grammi)
quindi
1 molecola SO2= 64. 07 AMU
1 mole SO2= 64.07 SO"
quanti atomi di H ci sono
in 72.5 g di C3H8O?
1 mol C3H8O=
(3x12)+(8x1)+16=60 g C3H8O
1 mol C3H8O molecole=
8 mol H atomi
1 mol H=
6.022 x 10 ala 23 atomi H
72.5g C3H8O x 1mol C3H8O/60g C3GH8O x 8 mol H atomi/ 1 mol C3H8O x 6.022x 10 alla 23 H atomi/ 1mol H atomi
=5.82 per10 alla 24 atoms H
(cost avocadro)
peso formula
NaCl
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è la somma
per ogni composto ionico,
delle masse atomiche
(in AMU)
in un'unità formula
di un composto
Na 22.99 AMU
+Cl 35.45AMU
tot=
58.44 AMU
peso formula (AMU)= massa molare (grammi)
1 unità formula NaCl=58-44 AMU
1 mole NaCl= 58.44 g NaCl
quale peso formula di Ca3(PO4)2?
1 unità formula
di Ca3(PO4)2
2P (2x 30.97)
8O (8x 16.00)
3Ca (3x 40.08)
tot= 310. 18 AMU
composizione percentuale
n=
C2H6O,
di un elemento
in un composto
è uguale a
n x massa molare dell'elemento/ massa molare del composto x 100%
al numero di moli
dell'elemento
in 1 mole del composto
%H=
%O=
% C=
52.14+13.13+34.73=100.00%
(2x 12.02) + (6x 1.008) + 16=46.07
2x(12.01g)/46.07g x 100= 52.14%,
6x (1.008g)/ 46.07g x 100=13.13%
1x (16.00g)/ 46.07g x 100= 34.73%
composizione percentuale e formula empirica
determinare
1) massa percentuale
<--convertire in gr. e dividere per massa molare<--
2) moli di ogni elemento
<--dividi per il minor numero di moli<--
3) rapporti molari di elementi
<--passare ai sottoscrizioni interi<--
4)mformula empirica
la forma empirica
di un composto
che ha
le seguenti percentuali
in peso:
K 24.75%,
Mn 34.77%,
O 40.51%
qunidi:
n Mn= 34.77 g Mn x 1 mo K / 54.94 g Mn=
n O= 40.51 g O x 1 mol O/ 16.00 g O=
nK= 24.75g K x 1 mol K/39,10g K=
0.6330 mol K
0.6329 mol Mn
2.532 mol O
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KMnO4,
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nMN= 0.6329
nO= 2.532
nK= 0.6330
K= 0.6330/0.6329=1.0
Mn= 0.6320/0.6329=1.0
O= 2.532/0.6329=4.0
K+1(MnO4 2-) alla -1
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un'equazioni e chimica
abbiamo
un processo in cui1 o + sostanze
son trasformate
in una o + sostanze nuove
è una reazione chimica
usa simboli chimici
per mostrare
cosa avviene
durante una reazione
chimica
i reagenti
e otteniamo i prodotti
abbiamo 3 modi
di rappresentare
la reazione
fra H2 e O per H2O
2) 2H2 + O2--> 2 H2O
3) con i disegni
1) 2 molecole idrogeno
- 1 molecola ossigeno-->
2 molecole di H2=
2H2 (4 pallini grigi a coppia di 2)
2 O2 (2 pallini rosso)
ed avrò 2 molecole (2H2O) formate
da 1 O e 2 H
come leggere le equazioni di chimica
2 atomi Mg + 1 molecola O2
2 moli Mg + 1 mole O2
2mg + O2-->2MgO
48.6 grammi Mg + 32.00 grammi O2
formano 2 unità formula MgO
formano 2 moli MgO
formano 80.6 g MgO
e non .
2 grammo Mg + 1 grammo O2
formano 2 gr. MgO
(48.6 =24.31x 2) (310 16x2)
bilanciare equazioni chimiche
2) cambiare
3) iniziare
1) scrivere
le formule corrette
per i reagenti
a sinistra
e le formule corrette
per i prodotti
a destra
es)
etanolo reagisce
con l'ossigeno
per formare
diossido di carbonino
ed H2O
C2H6+ +O2--> Co2 + H2O
i coefficienti
di fronte alle formule
in modo che
il numero di atomi
di ciascun elemento
sia lo stesso
da entrambi i lati
della reazione
non cambiare gli infdici
2C2H6 no C4H12
a bilanciare
quegli elementi
che sono presenti
in un solo reagente
o un solo prodotto
C2H6 + O2-->Co2 +H2O
partiamo da C o H
moltiplico CO2 per 2
(quindi ho
2C a sx, e 2 a dx)
ma non da O,
ed ho
C2H6 + O2--> 2CO2 + H2O
(ed ho
6 H a sx, e 2 a dx)
e moltiplico H2O per 3
ed otterrò
C2H6 + O2--> 2CO2 + 3H2O
4) bilanciare
quegli elementi
presenti in 2 o più reagenti
o prodotti
qunidi
C2H6 + O2--> 2CO2 + 3H2O
(a sx. ho 2 ossigeno
a destra 4+ 3)
qunidi moltiplico O2 per 7/2
quindi:
C2H6 + 7/2 O2--> 2CO2 + 3H2O
e rimuovo la frazione
moltiplicando entrambi lati
per 2,
ed avrò
2C2H6 + 7O2--> 4CO2 + 6H2O
5) controllare
che ci siano
lo stesso numero
di atomi degli
elementi
fra reagenti
e prodotti
qunidi:
2C2H6 + 7O2--> 4CO2 + 6H2O
a destra (prodotti),
a sinistra(reagenti),
12H--> (2x6)
14 O-->(7x2)
4C-->(2x2)
4C
12H-->(6x2)
14O--> (4x2 +6)
qualità di reagenti e prodotti
2)convertire
3) usare
1)scrivere
4) convertire le moli
1) massa(g) del composto A
<---usare massa molare (g/mol) del composto A<---
2) moli composto A
<--- usare rapporto di mole di A e B
per bilanciare l'equazione<---
3) moli composto B
<--- usare massa molare (g/mol) del composto B<--
4) massa (g) del composto B
la reazione bilancista,
le quantità
di sostanze in ioni,
i coefficienti
nelle reazioni bilanciate
per calcolare
il numero di moli
della sostanza desiderate,
della sostanza desiderata
desiderata in grammi
il metanolo brucia
in aria secondo
la seguente equazione,
2Ch3OH + 3O2--> 2CO2 +4H2O
se 209 g di metanolo
vengono consumati
nella combustione,
quant'è la massa
di H2o prodotta?
grammi CH3OH--> moli CH3OH--< grammi H2O
209g CH3OH x (1mol CH3OH/32.0g CH3OH)(è la massa molare CH2OH) x (4 mol H2O/2 mol CH3OH)(è il coefficiente equazione chimica) x (18.0g H2O/ 1 mol H2O)(è la massa molare H2O)= 235g H2O
reagente limite
resa di reazione
calcolare la massa
in un processo,
2NO + O2-->2NO2
in una reazione,
è il reagente
quindi,
che si consuma
prima in una reazione
NO è il reagente limitante
O2 e il reagente in eccesso
bisogna capire
il reagente limitante
qual'è
sennò non
so quanto
prodotto ho
124g di Al
hanno reagito
con 601g di Fe2O3
2Al + Fe2O3-->Al2O3 + 2Fe
di Al2O3 formatosi
g Al--> mol Al--> mol Fe2O3 richieste-->g Fe2O3 richiesti
oppure
g Fe2O3-->mol Fe2O3--> mol Al richiesto--> g Al richiesto
qunidi,
124g Al x (1mol Al / 27.0 g Al) x (1 mol Fe2O3 / 2 mol Al) x (160.0 g Fe2O3 / 1mol Fe2O3)= 367 g Fe2O3
(il 160 = 2x 55,85 + 16x3= 159.7= 160)
ho in abbondanza FeO3 (601g)
parto da 124 g di Al--< servono 367 g Fe2O3
qunidi Al è
il mio reagente limitante
usare il reagente
limitante (Al)
per calcolare
la quantità di
prodotto che
può formarsi
e g Al--> mol Al--> mol Al2O3--> g Al2O3
e 2 Al + Fe2O3--> Al2o3 + 2Fe
e 124g Al x (1 mol Al/ 27.0 g Al) x (1 mol al2O3 / 2 mol Al) x (102 g Al2O3 / 1 mol Al2O3)= 234 g Al2O3
e a questo punto
Al si consuma e
Fe2O3
rimane in eccesso
resa reale-->
% resa=
resa teorica-->
la quantità
di prodotto che
si otterrebbe
se la reazione
fosse competa
al 100%
è la quantità di prodotto
realmente ottenuta
resa reale / resa teorica x 100%
concentrazione
molarità (mol/ Kg)=
frazione molare=
molarità ( mo/ L)=
percentuale in peso=
soluzione= soluto + solvente
densità soluzione (g/ml)
numero moli soluto/ litri soluzione,
numero moli soluto/Kg sovente,
(g) soluto/ (g soluzione) x 100
es) acido al 25%,
(mol) soluto/ (mol) soluzione xc 100