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Tensione di vapore: abbassamento relativo
Gen19

Tensione di vapore: abbassamento relativo

Quando un soluto non volatile viene aggiunto a un solvente la tensione di vapore della soluzione diventa minore rispetto a quella del solvente puro. L’espressione della tensione di vapore di una soluzione è data dalla legge di Raoult per la quale: p = p° x1  (1 dove p è la tensione di vapore della soluzione, p° è la tensione di vapore del solvente puro e x1 è la frazione molare del solvente. L’abbassamento della tensione di vapore Δp è infatti dato da: Δp = p°-p  (2 L’abbassamento relativo della tensione di vapore viene definito come Δp /p° ovvero p°-p/p° che corrisponde al rapporto tra la diminuzione della tensione di vapore della soluzione rispetto a quella del solvente puro e la tensione di vapore del solvente stesso. Sostituendo nella (2 il valore di p dalla (1 si ha: Δp = p°- p° x = p°(1 –x1)  (3 Poiché in un sistema a due componenti la somma delle frazioni molari vale 1 ovvero: x1 + x2 = 1  (4 essendo x2 la frazione molare del soluto sostituendo al valore 1 presente nella (3 l’espressione (4 si ha: Δp = p°( x1 + x2 –x1)  = p°x2 Da cui: Δp/p°= x2 Pertanto l’abbassamento relativo della tensione di vapore dipende solo dalla frazione molare del soluto e pertanto è una proprietà colligativa. Dalla definizione di frazione molare si ha: Δp/p°= n2/n2+n1 Dove n2 è il numero di moli del soluto e n1 è il numero di moli di solvente. In una soluzione molto diluita in cui n1 >> n2 si può assumere che n2+n1 ≈ n1 quindi Δp/p°= n2/n1 Poiché il numero di moli è dato dal rapporto tra massa e peso molecolare si ha: Δp/p°= m2/PM2/ m1/PM1 = m2 PM1/m1PM2  (5 dove m1 e m2 sono rispettivamente la massa di solvente e la massa di soluto e PM1 e PM2 sono rispettivamente i pesi molecolari del solvente e del soluto. Conoscendo l’abbassamento relativo della tensione di vapore di una soluzione è possibile, come avviene per le altre proprietà colligative ricavare il peso molecolare del soluto. Esercizi Una soluzione acquosa al 2% m/m di un soluto non volatile ha una tensione di vapore di 1.004 bar alla normale temperatura di ebollizione del solvente. Calcolare il peso molecolare del soluto Una soluzione al 2% m/m contiene 2 g di soluto in 100 g di soluzione ovvero in 100-2 = 98 g di acqua (PM = 18.01 g/mol) La tensione di vapore dell’acqua all’ebollizione è di 1 atm ovvero di 1.013 bar Applicando la (5 si ha: 1.013 – 1.004/1.013 = 2∙18/ 98 ∙ PM2 0.0088 = 0.367/PM2 Da cui PM2 = 0.367/0.0088= 41.74 g/mol...

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Esercizi di stechiometria
Gen18

Esercizi di stechiometria

Prima di affrontare l’equilibrio chimico si studia la stechiometria in cui vengono calcolate le quantità di reagenti o dei prodotti di reazione a partire dalle equazioni chimiche bilanciate. Sebbene si sia cercato di elaborare metodi generali per la risoluzione di esercizi a partire da bilanciamento delle reazioni, conversioni moli-grammi, utilizzo dei coefficienti stechiometrici per il calcolo delle moli delle altre specie da cui calcolare i grammi, ci si imbatte nella risoluzione di problemi in cui queste generalizzazioni non bastano e occorre lavorare di intuito e di esperienza. L’unico consiglio che si può dare è quello di esercitarsi molto, di cercare di ragionare e di non demordere mai perché se c’è un problema esso deve poter essere risolto. Vengono proposti alcuni esercizi che escono dagli schemi tradizionali che occorre risolvere seguendo determinati ragionamenti. Esercizi Un campione di magnesio avente massa 1.00 g viene trattato con 100 cm3 di HCl 0.123 M. Calcolare il volume di idrogeno raccolto su acqua a 25°C sapendo che a questa temperatura la pressione è di 755 mm Hg e che la pressione del vapore acqueo è di 24 mm Hg. La reazione bilanciata è Mg(s) +2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) Le moli di magnesio sono pari a: moli di magnesio = 1.00 g/24.305 g/mol = 0.0411 Il rapporto stechiometrico tra Mg e HCl è di 1:2 quindi le moli di HCl necessarie per far reagire tutto il magnesio sono pari a 0.0411 x 2 = 0.0822 Le moli di HCl disponibili sono pari a 0.100 dm3 x 0.123 M = 0.0123 quindi l’acido cloridrico è il reagente limitante. Le moli di H2 che si ottengono dalla reazione vanno quindi calcolare sul reagente limitante e, tenendo conto che il rapporto tra HCl e H2 è di 2:1 le moli di H2 che si ottengono dalla reazione sono pari a 0.0123/2 = 0.00615 Quando un gas viene raccolto su un liquido volatile come l’acqua è necessario apportare una correzione dovuta alla quantità di vapore acqueo presente con il gas. Infatti un gas raccolto sopra l’acqua è saturato di vapore acqueo che occupa il volume totale del gas ed esercita una pressione parziale. La pressione parziale del vapore acqueo è determinata per ogni temperatura e deve essere fornita nel testo; essa deve essere sottratta dalla pressione totale del gas per ottenenre la pressione del gas che si sta misurando. Pressione di H2 = 755-24= 731 mm Hg Trasformiamo la pressione in atm: Pressione di H2 = 731/760=0.961 atm Trasformiamo i gradi centigradi in Kelvin: T = 25 + 273 = 298 K Applichiamo l’equazione di stato dei gas ideali: V = nRT/p = 0.00615 x 0.0821 x...

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Analisi per combustione. Esercizi
Gen17

Analisi per combustione. Esercizi

Uno dei metodi classici per determinare la formula empirica dei composti sfrutta la loro combustione: se sono presenti elementi quali carbonio, idrogeno, azoto o zolfo dalla loro combustione si ottengono i rispettivi ossidi che possono essere determinati quantitativamente. Vengono così determinate le percentuali in massa degli elementi presenti nel composto da cui si può risalire alla formula empirica. Conoscendo la massa molare del composto ottenibile, ad esempio, sfruttando le proprietà colligative delle soluzioni, si può determinare la formula molecolare. Vengono qui affrontati esercizi di livello difficile rimandando all’articolo “Formula minima di un composto dall’analisi per combustione” la risoluzione di esercizi di livello più semplice. Esercizi La combustione di 40.10 g di un composto contenente solo C, H, Cl e O dà luogo alla formazione di 58.57 g di CO2 e 14.98 g di H2si è inoltre determinato che un’altra aliquota di composto avente massa 75.00 g contiene 22.06 g di Cl. Determinare la formula minima Le moli di CO2 sono pari a 58.57 g /44.01 g/mol=1.331 I grammi di carbonio contenuti nel composto sono 1.331 mol x 12.011 g/mol= 15.99 g Le moli di acqua sono pari a 14.98 g/18.01 g/mol= 0.8318 Le moli di idrogeno sono quindi 2 x 0.8318= 1.664 I grammi di idrogeno contenuti nel composto sono 1.664 mol x 1.008 g/mol= 1.677 g La massa di cloro contenuta in 58.57 g è pari a 22.06 x 40.10/75.00 = 11.79 g Le moli di cloro sono pari a 11.79 g/35.453 g/mol =0.3327 La massa di ossigeno presente nel composto viene calcolata per differenza: massa di ossigeno = 40.10 – ( 15.99 + 1.677 + 11.79)=10.64 g Le moli di ossigeno sono quindi pari a: moli di ossigeno = 10.64 g/15.999 g/mol=0.6652 In definitiva il rapporto molare fra i vari elementi è: C 1.331 H 1.664 Cl 0.3327 O 0.6652 Per ottenere numeri interi dividiamo per il numero più piccolo che nella fattispecie è 0.3327 C = 1.331/0.3327 = 4 H = 1.664/0.3327 = 5 Cl = 0.3327/0.3327 = 1 O = 0.6652/0.3327 = 2 Pertanto la formula minima del composto è C4H5ClO2 Un campione avente massa 2.52 g contiene carbonio, idrogeno, ossigeno e azoto. Dopo la sua combustione si sono ottenuti 4.36 g di CO2 e 0.892 g di H2 Da un altro campione di massa 4.14 g si sono ottenuti 2.60 g di SO3 mentre da 5.66 g di campione si sono ottenuti 2.80 g di HNO3. Determinare la formula minima Le moli di CO2 sono pari a 4.36 g /44.01 g/mol= 0.0991 I grammi di carbonio contenuti nel composto sono 0.0991 mol x 12.011 g/mol= 1.19 g Le moli di acqua sono pari a...

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Costante di equilibrio. Esercizi svolti
Ott24

Costante di equilibrio. Esercizi svolti

Data la generica reazione di equilibrio: a A + b B ⇄ c C + d D dove a, b, c e d sono rispettivamente i coefficienti stechiometrici dei reagenti A e B e dei prodotti di reazione C e D si ha che la costante che regola tale equilibrio è data dall’espressione: Kc = [C]c[D]d /[A]a[B]b Dove [C], [D], [A] e [B] sono espresse in termini di concentrazione molare. La costante di equilibrio costituisce un’importante legge chimica nota come legge di azione di massa o legge dell’equilibrio chimico dovuta agli scienziati Guldberg e Waage che esprime quantitativamente la dipendenza delle concentrazioni di prodotti e reagenti in una reazione chimica all’equilibrio. Nelle reazioni omogenee in fase gassosa la costante di equilibrio può essere espressa in funzione delle pressioni parziali dei gas componenti il sistema. Tale costante è detta Kp è data dall’espressione: Kp = pCc pDd/ pAa pBb Dove pc, pd, pa e pb sono le pressioni parziali dei gas. Esempio Scrivere l’espressione della Kc relativa alla reazione: 4 NH3(g) + 5 O2(g) ⇄ 4 NO(g) + 6 H2O(g) Kc = [NO]4[H2O]6/[NH3]4[O2]5  Per scrivere correttamente l’espressione della costante di equilibrio indispensabile per risolvere gli esercizi attinenti l’equilibrio chimico bisogna tener presente alcune regole. Le specie per le quali non vi è una variazione significativa delle concentrazioni non vanno inserite nell’espressione della costante di equilibrio. Ciò avviene in due casi: Quando la sostanza è un solvente. Ad esempio si consideri l’idrolisi dello ione cianuro: CN– + H2O ⇄ HCN + OH– In tale equilibrio l’acqua agisce sia da solvente che da reagente ma la variazione di concentrazione dell’acqua nella reazione è talmente bassa da poter essere considerata trascurabile quindi essa non va inserita nell’espressione che è quindi data da: K = [HCN][OH–]/[CN–] Quando la sostanza è presente allo stato solido. In tal caso si tratta di un equilibrio eterogeneo in cui reagenti e i prodotti si trovano in due o più fasi. Un esempio di equilibrio eterogeneo ci è dato dalla decomposizione termica del carbonato di calcio: CaCO3(s) ⇄ CaO(s) + CO2(g) Se la reazione viene condotta in un sistema chiuso all’equilibrio saranno presenti tre fasi: carbonato di calcio solido, ossido di calcio solido e biossido di carbonio gassoso. Nell’espressione della costante relativa a questo equilibrio vanno omesse le concentrazioni delle specie solide e pertanto: Kc = [CO2] Esercizi 1. Scrivere l’espressione della Kc relativa alla reazione: CaF2(s) ⇄ Ca2+(aq) + 2 F–(aq) La costante di questo equilibrio, denominata prodotto di solubilità ha come espressione Kps = [Ca2+][F–]2 2.  Scrivere l’espressione della Kc relativa alla reazione: Fe3O4(s) + 4 H2(g) ⇄ 4 H2O(g)+ 3 Fe(s) La costante di questo equilibrio ha come espressione Kc = [H2O]4/[H2] 3. Scrivere l’espressione della...

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Bachi da seta alimentati con grafene
Ott13

Bachi da seta alimentati con grafene

La storia della seta affonda le sue origini in Cina a millenni avanti Cristo e il modo per ottenerla fu tenuto segreto per secoli fino a giungere in Europa intorno al 550 quando dei monaci avrebbero portato delle uova da baco. Ed è proprio dal baco da seta che si nutre esclusivamente di foglie di gelso che si ottiene la seta da cui si ricavano tessuti pregiati, amati e ricercati e apprezzati per la loro leggerezza e resistenza. La seta è costituita essenzialmente da fibroina e sericina con la presenza di altri composti minori di tipo organico tra i quali sostanze grasse o cerose e pigmenti di origine carotenoide. Considerando la natura proteica della seta essa può essere descritta in base alla sequenza degli amminoacidi e attraverso le strutture superiori più complesse formate dai ripiegamenti intercatena e da legami tra sub-unità uguali o diverse. La fibroina è costituita dalla sequenza di amminoacidi  Gly-Ser-Gly-Ala-Gly-Ala La fibrina ha una struttura pressoché lineare che si dispone a zig-zag con i sostituenti a lato come in un foglio pieghettato tipica delle strutture a β-foglietto. Le catene che sono disposte planarmente lungo l’asse della fibra, presentano legami a idrogeno ed elettrostatici con le catene contigue e ciò consente una elevata interazione fra le molecole, con una elevata cristallinità che causa maggiore rigidità e minore rigidità rispetto alle fibre da pelo come la lana. Stanti le sue caratteristiche la seta è stata adoperata in campo medico come filo di sutura e in nuovi biomateriali. La fibroina può essere considerata a tutti gli effetti un polimero biocompatibile, a pari livello con i migliori polimeri sintetici attualmente impiegati come biomateriali: in particolare la fibroina favorisce l’adesione delle cellule alla sua superficie promuovendone la crescita ed è stata usata come supporto della rigenerazione cellulare. Secondo recenti studi si è trovato che si può ottenere seta più forte e resistente alimentando i bachi con grafene o nanotubi di carbonio a parete singola che potrebbe essere utilizzata in molte applicazioni come tessuti protettivi resistenti e impianti medici biodegradabili. I ricercatori della Donghua University di Shanghai  hanno preventivamente aggiunto coloranti, agenti antimicrobici, polimeri conduttivi e nanoparticelle alla seta o trattando la seta filata con gli additivi o, in alcuni casi, alimentando direttamente i bachi da seta. Per rendere la seta di carbonio rinforzata le foglie di gelso sono state trattate con soluzioni acquose contenenti lo 0,2% in peso di nanotubi di carbonio o grafene. Rispetto alla la seta questo nuovo tipo di fibra è due volte più resistente e in grado di sopportare sollecitazioni fino al  50% in più. I ricercatori inoltre hanno riscaldato le fibre di seta a 1050 ° C...

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Autoionizzazione dell’acqua
Set07

Autoionizzazione dell’acqua

L’acqua ha un comportamento anfotero infatti in presenza di un acido agisce da base secondo Bronsted-Lowry accettando uno ione H+ e in presenza di una base agisce da acido secondo Bronsted-Lowry donando uno ione H+: Nell’acqua pura una molecola di acqua può agire come base accettando uno ione H+ da una seconda molecola di acqua che agisce da acido con formazione di uno ione H3O+ e di uno ione OH–. Lo ione H3O+ è l’acido coniugato e lo ione OH– è la base coniugata dell’acqua e sono entrambi forti; non appena si formano essi reagiscono nuovamente per dare acqua secondo l’equilibrio: 2 H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH–(aq) Spesso questo equilibrio di autoionizzazione dell’acqua viene semplificato come: H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH–(aq) La costante di equilibrio, indicata con il simbolo Kw, alla temperatura di 25°C ha un valore di 1.00 ∙ 10-14 Kw = [H3O+][ OH–] = 1.00 ∙ 10-14 Poiché il rapporto stechiometrico tra [H3O+] e [ OH–] è di 1:1 ciò implica che [H3O+]=[ OH–]. Detta x la concentrazione di H3O+ e quindi detta x la concentrazione di OH– si ha: Kw = [H3O+][ OH–] = 1.00 ∙ 10-14 = (x)(x) = x2 pertanto a 25°C [H3O+]=[ OH–] = √ 1.00 ∙ 10-14 = 1.00 ∙ 10-7 M A 25°C il pH dell’acqua così come il pOH assumono entrambi valore pari a 7.00. I valori delle costanti di equilibrio rimangono costanti a temperatura costante e variando la temperatura varia il loro valore. Nello specifico stante l’importanza dell’acqua sono stati ottenuti i valori di Kw  a diverse temperature come da tabella: T °C Kw (mol2/dm3) 0 1.14 ∙ 10-15 10 2.93 ∙ 10-15 20 6.81 ∙ 10-15 25 1.00 ∙ 10-14 30 1.47 ∙ 10-14 40 2.92 ∙ 10-14 50 5.48 ∙ 10-14 100 5.13  ∙ 10-13   Secondo i dati riportati in tabella quindi a 100 °C si ha: Kw = 5.13  ∙ 10-13 = [H3O+][ OH–] = x2 Pertanto x = [H3O+]=[ OH–] = √ 5.13  ∙ 10-13 = 7.16 ∙ 10-7 M Da cui pH =...

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