COMPOSIZIONE DELLA MATERIA E REAZIONI CHIMICHE

Presentazione sul tema: "COMPOSIZIONE DELLA MATERIA E REAZIONI CHIMICHE"— Transcript della presentazione:

1 COMPOSIZIONE DELLA MATERIA E REAZIONI CHIMICHE

2 Che cos’è una sostanza elementare ?
Potremo definirla: Come una sostanza che non può essere scomposta in altre sostanze Come una sostanza che non si può ottenere da una reazione ( cioè a partire dai suoi componenti) Dopo la scoperta dell’atomo, definito come la più piccola parte dell’elemento che conserva le caratteristiche chimiche dell’elemento, una sostanza elementare, o più semplicemente un elemento, è quella costituita da un solo tipo di atomi Che cos’ è un composto chimico? Potremo definirlo come una sostanza formata da atomi diversi (ovviamente almeno due) A + B → AB composto A+ A →A2 forme molecolari dell’elemento A B + B →B2 e dell’elemento B. Elementi e composti formano il corpo delle sostanze omogenee, o più semplicemente sostanze, cioè qualcosa che in tutti i punti è sempre uguale a se stesso. E’ importante sottolineare la differenza che esiste tra una miscela di sostanze ed un composto.

3 Miscela Composto Si può separare con metodi fisici
Non si può separare con metodi fisici Composizione variabile Composizione fissa Proprietà dipendenti da quelle dei suoi componenti Proprietà completamente differenti da quelle dei suoi componenti Si ha la liberazione di poco calore nella sua preparazione Grosse quantità di calore accompagnano la formazione di un composto Elementi e composti vengono chiamati individui chimici. Sotto determinate condizioni possono avvenire delle trasformazioni materiali, trasformazioni che possono coinvolgere sia elementi che composti: A + B →AB AB + C → AC + B AB + CD → AD + BC Tutte queste trasformazioni vengono dette sinteticamente reazioni chimiche.

4 Tre sono le leggi fondamentali che regolano l’andamento delle reazioni chimiche:
1. Legge della conservazione della materia o della costanza della massa: durante una reazione chimica la quantità di materia è invariabile, A + B →AB deve accadere: m1= m2 2. Legge dell’invariabilità delle sostanze elementari: non si può trasformare un elemento in un altro: A ( elemento) B ( elemento) A → B non avverrà mai !!!! m m2

5 3. Legge delle proporzioni definite: ogni composto ha una composizione costante, cioè contiene sempre gli stessi elementi secondo rapporti definiti e costanti, caratteristici del composto: H2O acqua 2) H2O2 perossido d’idrogeno 3) N2O ossido di diazoto o protossido di azoto 4) NO ossido di azoto 5) N2O3 triossido di di azoto o anidride nitrosa 6) NO2 [N2O4] biossido di azoto 7) N2O5 pentossido di diazoto o anidride nitrica I composti 1-7 sono sempre formati dagli stessi elementi: idrogeno ed ossigeno (1-2), azoto ed ossigeno (3-7), ma ogni composto individua una sostanza con caratteristiche chimiche e fisiche differenti.

6 Che cos’è il peso atomico?
Il peso atomico assoluto di un atomo è un peso troppo piccolo per essere appezzato dalle comuni bilance da laboratorio (10-5 g); inoltre dovremmo essere in grado di essere sicuri di prendere un solo atomo e non un gruppo di atomi. Noi conosciamo l’ordine di grandezza che è di ÷ g. E’ chiaro che con questi pesi non è possibile lavorare sperimentalmente su un singolo atomo. Definiamo allora peso atomico di un elemento come il rapporto tra la specie elementare ed un campione di riferimento: [ Viene anche espresso in unità di massa atomica, u.m.a. ] Si pone il problema della scelta del campione di riferimento: 1H, 16O , 12 C, che costituisce l’unità di massa atomica.

7 Che informazione dà il peso atomico?
Innanzitutto è un numero medio che tiene conto e del numero di isotopi e della loro abbondanza relativa. Sappiamo che l’isotopo di un elemento è costituito da un atomo avente un nucleo con differente numero di neutroni, ma con lo stesso numero di protoni ed elettroni, quindi chimicamente si comporta allo stesso modo. Immaginiamo di avere l’elemento A, che in natura si presenta come: 30A 85 % 31A 10 % 32A % p.a.= 30· · ·0.05= 30.2 Esso ci dice solo quanto un atomo è più pesante del riferimento che abbiamo scelto come campione. Se come riferimento abbiamo scelto l’idrogeno: Li 6.94 : volte più pesante dell’idrogeno N : volte più pesante dell’idrogeno O : volte più pesante dell’idrogeno Na : volte più pesante dell’idrogeno

8 In analogia al peso atomico si definisce anche un peso molecolare
In analogia al peso atomico si definisce anche un peso molecolare. Per esempio, se avessimo un composto di formula A2BC3 , il suo peso molecolare sarebbe dato da: p.m.= 2·p.a.(A) + p.a.(B)+ 3·p.a.(C) Ed ha lo stesso significato, cioè ci dice quanto il composto è più pesante del riferimento Poiché una piccola quantità di sostanza contiene un gran numero di atomi (in una monetina ci sono 1022 atomi di specie diverse) è stata concepita un’unità per esprimere numeri di tali ordini di grandezza e per avere delle quantità con le quali poter lavorare agevolmente in laboratorio, dove si fa spesso uso di una bilancia che come abbiamo visto riesce ad apprezzare il 1/100 di mg. Occorre ricordare che il primo lavoro di un chimico è di tipo analitico. Grammo atomo = una quantità in grammi eguale al peso atomico Grammo molecola = una quantità in grammi eguale al peso molecolare Grammo atomo = Grammo molecola = mole

9 Il nostro riferimento è il grammo, cioè 1 g.
1 mole di atomi di qualunque specie contiene un numero di Avogadro di atomi cioè 6.022·1023 atomi . 1 mole di qualunque composto contiene un numero di Avogadro di molecole del composto cioè 6.022·1023 molecole. Per capire meglio questo concetto sviluppiamo un semplice esempio, che mira a far vedere che nella definizione di mole è insito il fatto che una mole deve contenere lo stesso numero di oggetti. 10 g Tondino di ferro patata 4 g Il nostro riferimento è il grammo, cioè 1 g.

10 Cioè contiene lo stesso numero di oggetti !!
Proviamo a definire una grandezza in analogia alla mole e chiamiamola tole, per cui definisco Tole una quantità in Kg eguale al peso relativo. Allora si avrà che: 1 Tole ( Tondini ) = 10 Kg = g 1 Tole (Patate ) = 4 Kg = 4000 g Ma ora poniamoci la domanda: quante unità di ogni specie contiene una tole ? Il calcolo è banale, basta dividere la quantità totale dei grammi della tole, per il peso di ciascun oggetto: Cioè contiene lo stesso numero di oggetti !!

11 Proviamo a calcolare il numero di moli di un elemento o di un composto.
1 mole di ossigeno atomico = 16 g 0.2 Moli di sodio = 0.2 x 23 g= 4.6 g 1 Mole di acqua = g 0.1 Moli di acido solforico = 0.1 x 98.1 = 9.81 g Da cui si vede che il numero di moli (che si indica sempre con n) si ottiene sempre dalla quantità in grammi divisa per il peso atomico o molecolare. Si parla anche di peso formula per tutte quelle specie che non hanno un identità molecolare: ci si riferisce alla formula chimica minima. Ma con il termine peso molecolare ormai si intende anche il peso formula.

12 Qual è il significato del simbolismo chimico?
Le formule (così come le reazioni chimiche) hanno un doppio significato: Qualitativo: perché ci dicono quali elementi entrano in gioco nella formazione di un composto. Quantitativo: perché entrano nel merito dei rapporti tra gli elementi che costituiscono il composto. Consideriamo per esempio la formula di: H2SO4 Significato qualitativo Significato quantitativo Contiene: Contiene: Idrogeno atomi d’idrogeno Zolfo atomo di zolfo Ossigeno atomi di ossigeno

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15 L’equazione chimica non s’inventa!
Che cos’è una reazione chimica? L’equazione chimica rappresenta in modo semplice, succinto e chiaro le trasformazioni che le sostanze subiscono. Alla destra si pongono i prodotti, alla sinistra i reagenti, separati da una freccia che indica il verso della trasformazione: A B → AB reagenti prodotti L’equazione chimica non s’inventa! Poiché essa è una descrizione di un fenomeno sperimentale, è solo un modo sintetico di rappresentare tale trasformazione. Infatti, è solo dopo una lungo lavoro di generalizzazione che, per esempio, si può affermare che la reazione tra un acido ed una base conduce come prodotto ad un sale. Quindi la reazione chimica si deve conoscere, devo cioè sapere quali sono i reagenti e quali sono i prodotti. A noi non resta altro che bilanciare la reazione, cioè imporre che essa soddisfi alla 1° legge, quella della conservazione della massa. Prima però di entrare nei dettagli delle reazioni chimiche, occorre ricordare alcuni elementi di nomenclatura chimica.

16 Elementi di nomenclatura chimica
Un composto binario tra un elemento e l’ossigeno si chiama ossido. Gli ossidi possono avere diverse caratteristiche, che si evidenziano soprattutto quando reagiscono con acqua: Acidi AO H2O → H2AO2 acido Basici AO H2O → A(OH)2 idrossido, idrato, base Anfoteri H2AO2 ← AO + H2O → A (OH)2 A seconda delle condizioni, ambiente più o meno acido, si possono avere entrambe le reazioni.

17 METALLI + OSSIGENO Fe + O2 NON METALLI + OSSIGENO S + O2
ELEMENTI METALLI + OSSIGENO Fe + O2 NON METALLI + OSSIGENO S + O2 OSSIDI IONICI (BASICI) + ACQUA Fe2O3 + H2O OSSIDI COVALENTI (ACIDI), ANIDRIDI +ACQUA SO2 + H2O IDROSSIDI O BASI O IDRATI Fe(OH)3 OSSOACIDI H2SO3 SALI (NEUTRALIZZAZIONE) Fe2(SO3)3

18 Occorre comprendere che sostanzialmente tra i due composti (acido e base) non c’è differenza almeno formalmente. Si potrebbe scrivere un’unica reazione: AO H2O → A(OH)2 Ma allora cosa differenzia un’acido da una base? O H Proviamo a scrivere A(OH)2 come A Ci sono nella molecola due legami: 1) quello A–O, 2) quello O–H. Dipenderà dalla forza relativa di questi due legami se trattasi di acido o di base. Infatti se il legame A–O è molto più forte del legame O–H, quest’ultimo tenderà ad rompersi più facilmente, generando un acido, ed allora la molecola andrà scritta H2AO2 . Se invece il legame A–O è più debole del legame O–H, sarà esso che tenderà a rompersi più facilmente, generando quindi una base, per la quale conserviamo l’integrità di OH e scriveremo A(OH)2. Tutto ciò implica che gli idrogeni acidi dei composti, che presentano comportamento acido, anche se non indicato esplicitamente, sono quelli legati ai gruppi OH.

19 Esempi di ossidi acidi (anidridi) e dei relativi acidi
Esempi di ossidi acidi (anidridi) e dei relativi acidi. I suffissi -oso ed –ico sono sufficienti ad identificare due composti diversi. Occorre necessariamente che ad ogni nome corrisponda un solo composto. Anidridi Acidi CO2 H2CO3 carbonico (H2O + CO2) N2O3 HNO2 nitroso N2O5 HNO3 nitrico SO2 H2SO3 solforoso SO3 H2SO4 solforico Cl2O HClO ipocloroso Cl2O3 HClO2 cloroso Cl2O5 HClO3 clorico Cl2O7 HClO4 perclorico Gli alogeni, tranne il fluoro, danno composti simili

20 Anidridi Acidi P2O3 H3PO3 ortofosforoso H4P2O5 pirofosforoso
HPO2 metafosforoso P2O5 H3PO4 ortofosforico H4P2O7 pirofosforico HPO3 metafosforico Così come visto per gli alogeni, elementi appartenenti allo stesso gruppo danno luogo a composti identici: P2O5  H3PO4 As2O5  H3AsO4. CrO3 H2CrO4 cromico H2Cr2O7 bicromico MnO3 H2MnO4 manganico Mn2O7 HMnO4 permanganico Si osservi che nel cromo i due acidi hanno la stessa “valenza”, mentre nel manganese hanno “valenza” diversa (VI e VII, rispettivamente).

21 Esistono degli acidi che non contengono ossigeno nella loro molecola e che vengono detti idracidi, essi sono: HF ac. fluoridrico H2S ac. solfidrico HCN ac. cianidrico HCl ac. cloridrico H2Se ac. selenidrico HBr ac. bromidrico HI ac. iodidrico

22 Metalli di transizione
Quali sono le basi più comuni? I II Metalli di transizione LiOH Be(OH)2 Zn(OH)2 NaOH Mg(OH)2 Cu(OH)2 KOH Ca(OH)2 Al(OH)3 RbOH Sr(OH)2 Fe(OH)2 CsOH Ba(OH)2 Fe(OH)3 Mn(OH)2 Mn(OH)3 Ed anche Pb(OH)2 piomboso Sn(OH)2 stannoso Pb(OH)4 piombico Sn(OH)4 stannico

23 Che cos’è una reazione di salificazione ?
E’ una reazione che porta alla formazione di un sale, un composto chimico che può essere pensato come derivante formalmente da un acido per sostituzione dei suoi atomi di idrogeno con metallo

24 Composti molecolari Composti ionici

25      I composti ionici devono essere elettricamente neutri
     M M M2+ __________________________      X X X2- - e- - e- formazione di un catione + e- + e- formazione di un anione Ora poiché da un acido si possono ottenere più anioni: H2SO4 H3PO4 H2O + CO2 HSO4- H2PO4- HCO3- SO42- HPO42- CO32- PO43- è possibile prevedere la formazione di diversi sali.

26 Dagli anioni precedenti si possono avere vari tipi di sali, che vengono chiamati acidi o neutri a seconda che nella loro formula siano presenti o meno atomi di idrogeno: NaHSO4 NaH2PO4 NaHCO3 Na2SO4 Na2HPO4 Na2CO3 Na3PO4 Non tutti gli idrogeni che compaiono in un acido possono essere coinvolti nella formazione di un sale.

27 Consideriamo a mo’ di esempio gli acidi H3PO4 ed H3PO3

28 Gli atomi di idrogeno salificabili sono quelli dei gruppi ossidrili, tutti gli altri legami coinvolgenti l’atomo di idrogeno hanno carattere covalente, per cui mentre l’acido fosforico è un acido tripotrico, H3PO3 darà luogo solamente a: H2PO NaH2PO3 HPO Na2HPO3 Non esiste Na3PO3 !!!!! La stessa cosa accade per l’acido ipofosforoso H3PO2, per il quale esiste solo l’anione H2PO2- e quindi solo il sale sodico di formula NaH2PO2

29 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O
A questo punto possiamo riprendere il discorso sulle reazioni chimiche, imparando a bilanciarle basandoci sulla legge della conservazione della massa. Tutto ciò che è presente al primo membro (cioè, tra i reagenti) deve essere presente al secondo membro (cioè tra i prodotti): NaOH + HCl → NaCl + H2O Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O NaOH + H2SO4 → NaHSO4+ H2O 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O 2 NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 +2 H2O 3 NaOH + H3PO4 → Na3PO4 +3 H2O Al(OH)3+ H3PO4 → AlPO4 + 3 H2O

30 Ca(OH)2+ H3PO4 → CaHPO4 + 2 H2O 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O Tutte queste sono reazioni di salificazione, portano cioè alla formazione di sali. Esse possono essere di quattro tipi: a) idrossido + acido → sale + acqua Ca(OH)2 + H2CO3→ CaCO H2O b) idrossido + anidride → sale + acqua Ca(OH)2 + CO2→ CaCO3 + H2O c) ossido + acido → sale + acqua CaO + CO2+ H2O → CaCO3 + H2O d) ossido + anidride → sale CaO + CO2 → CaCO3

31 Si possono avere anche reazioni di precipitazione:
AgNO3 + NaCl→ AgCl ↓ + NaNO3 precip.bianco di cloruro d’argento Pb(NO3)2 + K2CrO4 → PbCrO4 ↓ + 2 KNO3 precip. giallo di cromato di piombo Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 ↓+ 2 KNO3 precip. giallo di ioduro di piombo Esistono anche le classiche reazioni di sintesi: 2 H2+ O2 → 2 H2O 3 H2 + N2 → 2 NH3 H2 + Cl2 → 2 HCl E quelle di decomposizione come: CaCO3 → CaO + CO T = 900° C PCl5 → PCl3 + Cl2

32 Numero di ossidazione dell’anione
Cosa sono le reazioni di ossidoriduzione (Redox) ? Sono delle reazioni nelle quali sono avvenuti degli scambi elettronici tra i reagenti. Prima di poter entrare nei dettagli di queste reazioni, occorre definire cosa si intende per numero (o stato) di ossidazione. Questo concetto parte dal presupposto che quando un atomo è legato ad altri atomi in un composto, esso ha subito una qualche modificazione. Vediamo come può essere definito il numero di ossidazione. Composti ionici: il numero di ossidazione coincide con il numero di cariche elettriche portate dallo ione (coincide con la valenza ). Esso quindi è una realtà fisica, perché coincide con la carica elettrica dello ione. composto Numero di ossidazione del catione Numero di ossidazione dell’anione NaCl Na+ +1 Cl CaCl2 Ca2+ +2 AlCl3 Al

33 Numero di ossidazione del catione Numero di ossidazione dell’anione
Composti molecolari: il numero di ossidazione è uguale in valore e segno all’ettrovalenza (la carica) che avrebbero gli atomi costituenti il composto, se esso fosse considerato ionico. In questo caso il numero di ossidazione rappresenta una carica elettrica formale e non rappresenta quindi una realtà fisica. composto Numero di ossidazione del catione Numero di ossidazione dell’anione HCl H+ +1 Cl H2O H O ClO3- Cl5+ +5 E’ evidente che non esiste uno ione Cl5+, perché il legame è covalente, ma trattasi di un utile artificio per vedere le variazioni di numero di ossidazione all’interno delle reazioni redox.

34 An+ A0 Am- An+ + ne- A0 Am- - me- A0
Cosa intendiamo con i termini ossidazione e riduzione? Ossidazione: il numero di ossidazione aumenta Riduzione: il numero di ossidazione diminuisce In una reazione redox ci sarà sempre un elemento che si ossida ed un elemento che si riduce, perché gli elettroni necessari per la riduzione vengono messi in gioco proprio dall’elemento che si ossida. Il verso della reazione sarà deciso dalla relativa facilità con cui un elemento si ossida o si riduce. An+ - n e- ossidazione A0 Am- riduzione + m e- An+ + ne- A0 riduzione Am- - me- A0 ossidazione

35 Consideriamo come esempio la riduzione degli ioni ferrici ad opera di una soluzione di cloruro stannoso: 2 FeCl3 + SnCl2 → 2 FeCl2 + SnCl4 Vediamo schematicamente cosa accade e come conviene riassumere i dati: Fe e- → Fe Fe + 3 → +2 / 1 Sn2+ → Sn e Sn + 2 → +4 / 2 Per bilanciare la reazione occorre tenere conto degli elettroni scambiati per cui solo se: 2 Fe + 3 → +2 / 1•2 = 2 Sn → +4 / 2 Quindi occorre prima bilanciare i salti elettronici e dopodiché si passa a bilanciare le masse. Il bilanciamento di una reazione redox può in qualche caso essere complesso.

36 FeCl3+ SnCl4 → non accade nulla FeCl2+ SnCl2 → non accade nulla
Ma cosa è accaduto allo stagno ed al ferro durante la reazione? Sn2+ / Sn4+ (lo stagno si è ossidato) è il riducente Fe3+ / Fe2+ ( il ferro si è ridotto) è l’ossidante In una reazione redox, quindi in un processo in cui avvengono scambi elettronici, ci deve essere sempre un ossidante ed un riducente (a meno che non si ricorra a metodi elettrochimici). Infatti se nella stessa soluzione fossero presenti le due forme ossidate o le due forme ridotte, cosa accadrebbe? FeCl3+ SnCl4 → non accade nulla FeCl2+ SnCl2 → non accade nulla

37 Regole per determinare i numeri di ossidazione
degli elementi nei composti Il numero di ossidazione viene sempre calcolato per singolo atomo. Atomi o molecole omonucleari (cioè quando si considera lo stato elementare) Fe, Zn, Cl2, O2, N2, P4, S n.o.= 0 H ha sempre n.o.= +1 (tranne che negli idruri NaH, CaH2), nei quali ha n.o. = –1 O ha sempre n.o. = –2 (tranne che nei perossidi -O-O-) nei quali ha n.o. = –1 Σn.o. deli atomi di una molecola deve essere sempre zero, poiché ci riferiamo a cariche elettriche reali o formali, oppure se trattasi di un catione o un anione deve essere uguale alla carica del catione o dell’anione. H2O O n.o. = -2 Σn.o. = 2 x = 0 H2O2 O n.o. = -1 Σn.o. = 2 x x -1 = 0

38 Bilanciamo alcune reazioni redox:
KMnO FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Permanganato solfato acido solfato di solfato solfato di acqua di potassio ferroso solforico manganese ferrico potassio Calcoliamo i salti elettronici degli atomi che si riducono e si ossidano: Mn +7 → +2 | 5 e-  Fe +2 → +3 | 1 e-  2 KMnO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O 2. K2Cr2O KI H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O Bicromato di ioduro di acido solfato di iodio + solfato di + acqua potassio potassio solforico cromo potassio Cr +6 → +3 | 3 e-  I → 0 | 1 e-  K2Cr2O7 + 6 KI + 7 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 I2 + 4 K2SO4 + 7 H2O

39 KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O Reazione a freddo Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O Reazione a caldo Cl 0 → -1 | Cl 0 → +5 | Nella prima reazione, poiché il numero degli elettroni messi in gioco è lo stesso, basta bilanciare le masse. 3 Cl2 + 6 NaOH →5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O Reazione a caldo

40 Che cos’è il peso equivalente ?
Consideriamo le due reazioni 2 H2 + O2 → 2 H2O H2 + O2 → H2O2 Dalla stechiometria della reazione a) avremo: 2 moli di H2 + 1 mole di O2 4.032 g g 4 : 32 2.016 g g 2 : 32 Ma se riferiamo tutto ad 1 g di idrogeno: 1 g con 8 g : 8 1 g con 16 g 1 : 16 Definiamo, quindi, equivalente di un elemento o di un composto in una reazione chimica il numero che esprime quanti grammi dell’elemento considerato possono combinarsi o sostituire direttamente o indirettamente un grammo atomo di idrogeno.

41 quantitativamente in moli quantitativamente in equivalenti
Tale definizione che è operativa perché l’ equivalente è una quantità analoga alla mole (mentre il peso equivalente è analogo al peso atomico), ha un’immediata conseguenza. Immaginando di avere una reazione generica: aA bB → cC dD quantitativamente in moli a moli di A + b moli di B → c moli di C d moli di D quantitativamente in equivalenti 1 eq. A eq B → eq C eq D Cioè tutte le reazioni chimiche avvengono coinvolgendo lo stesso numero di equivalenti di reagenti e di prodotti.

42 Applichiamo immediatamente il concetto di equivalente:
Consideriamo prima le reazioni acido base: H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O Quanti g di idrossido di sodio occorre far reagire con 100 g di ac. solforico? Dalla reazione, le moli di idrossido di sodio e di ac. solforico sono in rapporto 2 :1, quindi: n (H2SO4) = 100 / = 1.02 x 2 = 2.04 n (NaOH), da cui g (NaOH) = 2.04 x 40.0 = 81.6

43 ne(ac. solforico) = 100 / 49.04 = 2.04 = ne(idrossido di sodio)
Per l’acido solforico: Per l’idrossido di sodio: H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O ne(ac. solforico) = 100 / = 2.04 = ne(idrossido di sodio) g (idrossido di sodio) = 2.04 x 40 = 81.6 H3PO4 + Ca(OH)2 → CaHPO4+ 2 H2O quanto idrossido di calcio occorre far reagire con 300 g di ac. fosforico? Consideriamo il rapporto in moli: n(H3PO4) = 300 / = 3.06 = n(Ca(OH)2); g(Ca(OH)2) = 3.06 x = Se ragioniamo in equivalenti, dobbiamo calcolare i rispettivi pesi equivalenti, notando che nel caso dell’acido fosforico solo 2 dei 3 idrogeni disponibili sono stati utilizzati.

44 ne(ac. fosforico) = 6.12 = ne(idrossido di calcio)
pe [H3PO4] = pm / 2 = 98 / 2= 49.0 pe [Ca(OH)2] = pm / 2 = / 2 = 37.05 ne(ac. fosforico) = 6.12 = ne(idrossido di calcio) g(Ca(OH)2) = 6.12 x = (piccoli errori di arrotondamento). Consideriamo la reazione: H3PO4 +3 NaOH → Na3PO4 + 3 H2O quanto idrossido di sodio occorre far reagire con 300 g di ac. fosforico? Consideriamo il rapporto in moli: n(NaOH) = 3 x n(H3PO4) = 300 / x 3 = 3.06 x 3 = 9.18; g( NaOH) = 9.18 x = In equivalenti: pe [H3PO4] = pm / 3 = 98 / 3= 32.67 pe [NaOH] = pm= 40 ne(ac. fosforico) = 9.18 = ne(idrossido di sodio) g(idrossido di sodio) = 9.18 x =

45 Applichiamo il concetto di equivalente ad una reazione di ossiriduzione:
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O Mn + 7 → | C + 3 → | 2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + K2SO CO2 + 8 H2O Per 100 g KMnO4 quanti grammi di H2C2O4 occorreranno? Rispettando il rapporto in moli, da 2 moli di permanganato ne occorrono 5 di ac. ossalico: n(ac. ossalico) = 5/2 n (permanganato) = 2.5 x = 1.582, cioè g (ac. ossalico) = x = Usando gli equivalenti, occorre calcolare prima quanto vale il peso equivalente:

46 Per il permanganato: pe = 158.034 / 5 = 31.61
Per l’ac. ossalico: pe = / 2 = 45.02 ne(permanganato) = 100 / = = ne(ac. ossalico) Da cui i g (ac. ossalico) = x =143.42 (piccoli errori di arrotondamento).