Chimica - Reagente Limitante PDF

Chimica *ೃ༄ ˗ˏ ꒰ˋ ꒱ 🍒 Reagente limitante di una reazione chimica 🌀 Si dice reagente limitante quello che determina la quantità di prodotto che si forma in una reazione chimica e verrà utilizzato completamen...

Chimica *ೃ༄ ˗ˏ ꒰ˋ ꒱ 🍒 Reagente limitante di una reazione chimica 🌀 Si dice reagente limitante quello che determina la quantità di prodotto che si forma in una reazione chimica e verrà utilizzato completamente. Un reagente in eccesso è quello che non reagirà completamente e rimarrà alla fine della reazione. 🦋 Moli, Grammi, Reazioni Chimiche 3 Moli di CO si combinano con 5 moli di H2 per dare CH3 O H . ​ ​ Si individui il reagente limitante. 2H2 + CO → CH3 O H  ​ ​ Dati: 3 moli di monossido di carbonio 5 moli di idrogeno 2 : 1 = 5 : x; x = 5 ⋅ 12  ​ Chimica *ೃ༄ 1  Quindi 2.5 è il numero di moli con cui il monossido di carbonio dovrebbe reagire con l’idrogeno per consumare i 5 moli di esso. Al contrario 2 : 1 = x : 3 Quindi 6 moli di H2 per consumare CO. Ma non è plausibile perché abbiamo solo 5 moli di idrogeno, perciò è quello limitante, perché viene usato tutto Quindi H2 è il reagente limitante. Molarità e molalità ˗ˏ ꒰ ˋ 🍒꒱ Sono due modalità per indicare la concentrazione di una soluzione. Una soluzione è un miscuglio omogeneo in cui sono indistinti il soluto e il solvente. Solitamente si parla di soluzioni acquose in cui il solvente è l’acqua. ✏️ Molarità: è data dal numero di moli del soluto su il volume della soluzione molisoluto M= volumesoluzione ​ Litri di soluzione ✏️ Molalità: è data dal numero di moli del soluto sulla massa del solvente Chimica *ೃ༄ 2  molisoluto m= massasolvente ​ Kg solvente Per preparare una soluzione 1 molare di 1 mole di NaCl andrò a mettere prima l’NaCl in un matraccio e dopo aggiungo acqua fino ad 1 litro. Se voglio prepararne una di 1 molale sempre con una mole di NaCl, prima prendo il Kg di acqua e dopo, gli verso la mia mole di NaCl. La molarità varia con la temperatura, mentre la molalità no, Abbiamo una soluzione 1 molare, quindi 1 mole in un litro di soluzione a 60°. Se noi diminuiamo la temperature il volume, diminuirà se l’aumentiamo aumenterà anch’esso. La molalità rimane costante con la temperatura, quindi 1kg d’acqua, 1 molale, rimarrà sempre 1kg. Proprietà colligative ˗ˏ ꒰ ˋ 🍒꒱ Le proprietà colligative sono delle proprietà che dipendono dal numero di particelle di soluto che io vado a mettere nel solvente. 1. Innalzamento ebullioscopico. Ad esempio se io aggiungerò del sale in dell’acqua in ebollizione, l’acqua smetterà di bollire o bollirà meno. Questo perché le particelle dell’acqua con quelle del sale sono andate a formare dei legami modificando le proprietà della soluzione. 2. Abbassamento crioscopico. Andando ad aggiungere un soluto all’acqua, la temperatura di congelamento si abbasserà. 3. Abbassamento della tensione di vapore.Quando si aggiunge un soluto non volatile (come zucchero o sale) al solvente: Le Chimica *ೃ༄ 3  molecole del soluto occupano parte della superficie del liquido. Questo riduce il numero di molecole del solvente che riescono a evaporare, poiché ci sono meno molecole di solvente libere vicino alla superficie. 4. Osmosi Osmosi (H20) ˗ˏ ꒰ ˋ 🍒꒱ Considerando due soluzioni divise da una membrana semipermeabile, e abbiamo una soluzione più concentrata (a destra) e una meno (a sinistra). L’osmosi è il fenomeno per il quale il solvente passerò dalla soluzione meno concentrata alla soluzione più concentrata. Al fine di equilibrare la concenctrazione. Dopo un certo tempo la meno conencentrata che cala di livello e la più concentrata aumenta. Pressione osmotica è la pressione che io devo applicare alla soluzione più concentrata affinché il passaggio di acqua non avvenga. Più pressione si deve applicare più il flusso è grande. Quindi la soluzione più concentrata ha pressione osmotica maggiore. La membrana semipermeabile fa passare solo acqua. ✏️ Diffusione, non sfrutta energia. Se si mettono a contatto due soluzioni con la stessa concentrazione sono chiamate isotoniche. Quando due soluzioni hanno concentrazione diversa, quella minore è ipotonica, mentre la maggiore è ipertonica. Resa percentuale ˗ˏ ꒰ ˋ 🍒꒱ Al + Cl2 → AlCl3  ​ ​ Equazione bilanciata: Chimica *ೃ༄ 4  2Al + 3Cl2 → 2AlCl3  ​ ​ Reagente limitante: n = m/MM 255g/26,98 = 9,45 moli Al = 9,45 moli 535/70,90 = 7,56 Cl2 = 7,5 moli 2:2:9,45:9,45 3:2=7,5:5 Cl è il reagente limitante 7.5 : 2 = x : 2 7.5 266,66g/mol 7.5*133,33 = 999,97g Resa percentuale ˗ˏ ꒰ ˋ 🍒꒱ Resa % = (Resa effettiva / Resa teorica) * 100 300 / 999,97 * 100 = 30,06% Pressione osmotica ˗ˏ ꒰ ˋ 🍒꒱ π = M ⋅ R ⋅ T ⋅ i M = Molarità R = Costante dei Gas 0,0821 L·atm/(mol·K) Temperatura assoluta che si indica sempre in KELVIN. 273,15 sommare ai gradi in °C per convertirli in °K i = Coefficiente di Van’t Hoff Chimica *ೃ༄ ˋ 🍒 5  Coefficienti di Van’t Hoff ˗ˏ ꒰ ˋ 🍒꒱ Una soluzione ideale è una soluzione in cui i soluti non sono elettroliti, quindi, in soluzioni, non si sciolgono in frazioni ioniche. Adesso vediamo come comportarci quando il soluto della soluzione si scinde in particelle ioniche quando viene disciolto nel solvente. Soluti elettrolitici: soluti che una volta disciolti in acqua si rompono in più particelle. NaCl Na = Na+ Ione metallico 1+ che si lega a uno ione non metallico negativo Cl- Questa molecola disciolta in acqua si dissocia, quindi otteniamo due ioni che subiscono la solvatazione, avvolte da molecole d’acqua avvolte secondo la loro molecola. Il cloro è avvolto da molecole positive mentre il sodio è avvolto da quelle negative Una volta sciolto in acqua il cloruro di sodio si scinde in due ioni. Questo rompe il rapporto molare 1 a 1 del soluto prima e dopo della sua dissoluzione nel solvente. Esiste anche una differenza tra elettroliti forti e deboli. Quelli forti si dissociano completamente, quelli deboli, quelli dove solo una piccola percentuale si dissocia in ioni. Il coefficiente di Van't Hoff (simbolo i) è un fattore che tiene conto di quante particelle (ioni o molecole) si formano quando un soluto si dissolve in un solvente. In breve: Se il soluto non si dissocia, i = 1. Se il soluto si dissocia in più particelle (come nel caso di sali), i sarà maggiore di 1, pari al numero di particelle formate. Consulta la tavola periodica o altre fonti per sapere se la sostanza è un sale, un acido forte, una base forte, o un acido o base debole. Chimica *ೃ༄ 6  Acidi e basi forti si dissociano completamente. Sali solubili si dissociano in acqua. Molecole non polari o covalenti non si dissociano, ma si dissolvono come molecole. Punto ebulloscopico con soluto elettrolico forte Δteb = i ⋅ Keb ⋅ m ​ ​ Δteb = [1 + α ⋅ (v − 1)] ⋅ Keb ⋅ m ​ ​ Esercizi Determinare la pressione osmotica (π  ) a 25 °C di una soluzione del volume 2,0 L contenente 18,0 grammi di glucosio (Mm ​ = 180g/mol ) Intanto scriviamo i dati pi = ? T = 25 °C V = 2L 18g di glucosio Successivamente la formula π ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T (senza i perché non si parla di elettroliti) π ⋅ 2L = n ∗ 0, 082 ∗ T  n = 0,1 mol T = 25 + 273,15 = 298,15 π ⋅ 2 = 0, 1 ⋅ 0, 082 ⋅ 298, 15 π = (−2) ⋅ 0, 1 ⋅ 0, 082 ⋅ 298, 15 La pressione osmotica è 1,22 atm. Una soluzione acquosa di acido benzoico (C6 H5 COOH)ha una ​ ​ g concentrazione del 10% in massa e una densità di 1, 050 cm3 . ​ Chimica *ೃ༄ 7  Calcolare il valore della pressione osmotica della soluzione alla temperatura di 295 K. π ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T Dati V = 1L R = 0,082 T = 295 K d = 1,050 La massa in 1L di soluzione 1,050 * 1000 = 1050 g la soluzione è al 10% in massa, determiniamo i grammi di soluto 1050 * 10 / 100 105g MM = 122,215 moli di soluto 105 / 122,215 = 0,85mol M = n/V = 0,8598 / 1 = 0,8598 mol/L π = M ⋅ R ⋅ T = 0, 8598 ⋅ 0, 0821 ⋅ 295K =→ 20, 82atm Soluzioni acide e basiche ˗ˏ ꒰ ˋ 🍒꒱ Le soluzioni acide e basiche hanno alcune differenze: Acide: Hanno un pH inferiore a 7. Gli acidi rilasciano ioni di idrogeno quando dissolti in acqua. Un esempio comune è HCl che rilscia ioni H +  , aumentando così l’acidità della soluzione. Basiche: Hanno un pH superiore a 7. Le basi rilasciano ioni di idrossido OH − in acqua. Un esempio è l’idrossido di sodio NaOH che quando disciolto rilascia ioni OH − rendendo la soluzione basica. Chimica *ೃ༄ 8 Chimica *ೃ༄ 9