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Formula di un idrocarburo dai volumi di gas a seguito di combustione

Fabrice Deseaux
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Formula di un idrocarburo dai volumi di gas a seguito di combustione

Determinazione della formula di un idrocarburo dai volumi di gas a seguito di combustione

Nell’ambito della stechiometria, spesso è richiesta la determinazione della formula di un idrocarburo da dati relativi alla reazione. Il tipo di idrocarburo può essere un alcano, un alchene o un alchino e quindi la sua formula può essere indicata con CxHy.

Alla luce della combustione dell’idrocarburo, si producono CO2 e H2O, pertanto è necessario scrivere la reazione in funzione di x e y. Se l’idrocarburo contiene x atomi di carbonio, si ottengono x molecole di CO2 e, allo stesso modo, se contiene y atomi di idrogeno, si ottengono y/ molecole di H2O.

Quindi, calcolando le molecole di ossigeno necessarie alla combustione, se si producono x molecole di CO2 e y/2 molecole di H2O, sono necessari 4x+y/4 atomi di ossigeno.

La reazione di combustione dell’idrocarburo CxHy è pertanto: CxHy + (4x+y/4) O2 → x CO2 + y/2 H2O.

. Un idrocarburo gassoso, con una massa molare di 30.07 g/mol e un di 20 cm3, viene fatto bruciare con un eccesso di O2, il cui volume è di 90 cm3. Dopo la combustione, la miscela di reazione viene riportata alle condizioni iniziali e il volume misurato è di 60 cm3. Il biossido di carbonio sviluppato dalla reazione viene fatto reagire con NaOH e il volume di ossigeno misurato è pari a 20 cm3. È necessario determinare la formula empirica dell’idrocarburo.

Il volume di ossigeno che ha reagito con l’idrocarburo è pari a 70 cm3, mentre il volume di CO2 prodotto è di 40 cm3, quindi x = 40. Da (4x+y/4) = 70, si ottiene y = 120. La formula empirica è CH3, la cui massa molare è 15.035 g/mol. Per ottenere la formula molecolare, si fa il rapporto tra 30.07 e 15.035, ottenendo 2, pertanto la formula molecolare dell’idrocarburo è C2H6.

2. A un idrocarburo gassoso avente volume di 9.8 cm3 è aggiunto un eccesso di ossigeno e il volume totale della miscela risulta di 107.8 cm3. La miscela è fatta bruciare e successivamente riportata nelle condizioni di temperatura e iniziali. Il gas ottenuto è deumidificato e il suo volume risulta di 73.5 cm3. Il biossido di carbonio sviluppato dalla reazione è fatto reagire con NaOH e il volume diventa 24.5 cm3. È necessario determinare la formula dell’idrocarburo.

I volumi di idrocarburo, O2 necessario per la combustione e CO2 sviluppatosi dalla reazione sono rispettivamente 9.8 cm3, 73.5 cm3 e 49 cm3. La reazione di combustione dell’idrocarburo CxHy è quindi CxHy + (4x+y/4) O2 → x CO2 + y/2 H2O.

Dopo opportuni calcoli, si ottiene x = 5 e y = 10, quindi la formula dell’idrocarburo è C5H10.

Acido ammidosolfonico

Fabrice Deseaux
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Acido ammidosolfonico

Acido ammidosolfonico: proprietà, sintesi e usi

L’acido ammidosolfonico, noto anche come acido solfammico, è caratterizzato dalla formula HNSO3H. Si presenta come un solido bianco non igroscopico e risulta solubile in , formammide e scarsamente solubile in metanolo, etere, acetone e acido solforico concentrato.

Questo acido è considerato piuttosto forte, con una pari a 0.101, e mostra proprietà acide sia in acqua che in ammoniaca anidra. In presenza di acqua, per esempio, perde l’idrogeno legato all’ossigeno secondo la reazione: H2NSO3H + H2O → H2NSO3– + H3O+. Mentre in presenza di ammoniaca perde l’idrogeno legato all’ossigeno e uno dei due idrogeni legati all’azoto: H2NSO3H + NH3 → HNSO32- +2 NH4+.

Sintesi

L’acido ammidosolfonico può essere prodotto tramite la reazione tra idrossilammina e anidride solforica: NH2OH + SO3 → H2NSO3H. Oppure, mediante la reazione dell’ con una miscela di anidride solforica e acido solforico, secondo un processo che avviene in due stadi: NH2CONH2 + SO3 → OC(NH2)(NHSO3H) e OC(NH2)(NHSO3H) + H2SO4 → CO2 +2  H2NSO3H.

Reazioni

Le soluzioni di acido ammidosolfonico sono instabili e idrolizzano lentamente per dare solfato acido di ammonio: H2NSO3H + H2O → NH4HSO4. Questo acido reagisce anche con l’acido nitroso per dare azoto molecolare, nonché con l’acido nitrico per produrre monossido di diazoto.

Usi

Per la sua mancanza di igroscopicità, l’acido ammidosolfonico può essere sfruttato come standard primario per la standardizzazione dell’idrossido di sodio: H2NSO3H + NaOH → H2NSO3Na + H2O. Oltre a ciò, è utilizzato come detergente per ceramiche, metalli e per la rimozione di ruggine o calcare grazie alla sua bassa tossicità.

L’acido ammidosolfonico trova impiego anche come erbicida, per la produzione di pigmenti e vernici, come precursore di e di alcuni farmaci. I suoi sali, in particolare il solfammato di ammonio, vengono utilizzati come ritardanti di fiamma.

Stechiometria: esercizi

Fabrice Deseaux
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Stechiometria: esercizi

di stechiometria: calcoli e applicazioni pratiche

La stechiometria, dal greco στοιχεῖον che significa elemento e μέτρον che significa misura, è una branca della chimica che studia i rapporti quantitativi tra le specie presenti in una reazione chimica. Vediamo alcuni esercizi pratici per mettere in pratica i concetti di stechiometria.

Calcolo delle moli e dei rapporti stechiometrici

Dopo aver bilanciato le reazioni e determinato i , è possibile calcolare le masse dei prodotti, le masse dei reagenti, la concentrazione di uno ione o la massa necessaria di un reagente nota la massa dell’altro reagente. Il calcolo delle moli può essere effettuato utilizzando diverse formule, ad esempio il numero di moli può essere calcolato dividendo la massa per la massa molare o utilizzando la concentrazione molare e il della soluzione in litri.

Esercizio 1: reazione in ambiente basico

Dato quanto segue, relativo ad una reazione in ambiente basico:

KC2O4 + KMnO4 + H2O → CO2 + Mn(OH)2 + KOH

Determinare:

– i grammi di permanganato di potassio necessari a reagire con 25.0 g di ossalato di potassio
– i grammi di idrossido di manganese (II) ottenuti
– la concentrazione di ioni OH– se il volume della soluzione è 2.50 L
– il volume di CO2 ottenuto se la del biossido di carbonio è 0.00198 g/mL

Esercizio 2: calcolo del volume

Calcolare il volume di una soluzione di NaOH 0.120 M necessario a reagire con 40.0 mL di una soluzione di H2SO4 200 M.

Esercizio 3: calcolo della massa molare

Calcolare la massa molare dell’acido diprotico H2A se per titolare 0.7520 g sono occorsi 15.00 mL di una soluzione di NaOH 0.2390 M.

In tutti e tre gli esercizi è fondamentale bilanciare le reazioni chimiche e utilizzare i rapporti stechiometrici per calcolare le quantità richieste. Questi esercizi permettono di applicare i concetti teorici della stechiometria in situazioni pratiche, rendendo più chiari i calcoli e il procedimento da seguire per risolvere i problemi legati alle reazioni chimiche.

In conclusione, l’applicazione pratica della stechiometria è fondamentale per comprendere appieno i concetti teorici e la loro rilevanza nella risoluzione di problemi legati alle reazioni chimiche.

Complessi dell’ammoniaca

Fabrice Deseaux
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Complessi dell’ammoniaca

Complessi chimici dell’ammoniaca

I composti di coordinazione, chiamati anche complessi metallici, sono composti che includono uno ione o un atomo centrale, principalmente un metallo, circondato da un insieme di ioni o molecole chiamati leganti. Uno dei leganti più comuni è l’ammoniaca, che forma complessi con vari ioni metallici grazie al suo doppietto elettronico solitario sull’azoto.

Ioni che formano complessi con l’ammoniaca

Gli ioni che formano complessi con l’ammoniaca includono alcuni appartenenti al quarto periodo, come cobalto, , , , e alcuni del gruppo del platino, come platino e rutenio.

Il cloruro di esamminocobalto (III) [Co(NH3)6]Cl3 è uno dei primi composti di coordinazione scoperti casualmente dal chimico francese Tassaert nel 1798.

Reazioni di formazione dei complessi

In soluzione acquosa, questi ioni metallici formano composti di coordinazione con l’ammoniaca. Ad esempio, il tetramminoplatino (II) si forma dalla reazione: Pt2+ + 4 NH3 ⇄ [Pt(NH3)4]2+.

A causa delle elevate costanti di formazione dei complessi con l’ammoniaca, è possibile che si verifichi la dissoluzione di composti poco solubili mediante l’aggiunta di ammoniaca.

Altri complessi

I complessi con l’ammoniaca hanno avuto un ruolo significativo nello sviluppo della chimica dei composti di coordinazione, specialmente per quanto riguarda la determinazione della loro struttura e della loro stereochimica.

In presenza di altri leganti come H2O e Cl-, è possibile formare composti di coordinazione con l’ammoniaca contenenti due leganti, come ad esempio il tetramminodiclorocromo (III) cloruro [Cr(NH3)4Cl2]Cl.

Usi

Tra i complessi contenenti ammoniaca, il è un agente chemioterapico antineoplastico di primaria importanza. Un altro complesso contenente ammoniaca è il reattivo di Schweizer, utilizzato nell’industria tessile per solubilizzare la cellulosa.

Calcolo della costante di equilibrio da ΔG. Esercizi

Fabrice Deseaux
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Calcolo della costante di equilibrio da ΔG. Esercizi

Come calcolare la da ΔG nelle reazioni chimiche

L’ di Gibbs, simboleggiata dalla lettera G, è una funzione di stato utilizzata per rappresentare l’ libera nelle reazioni che avvengono a pressione e temperatura costante. La variazione di energia libera ΔG è calcolata attraverso l’espressione: ΔG = ΔH – TΔS, in cui H rappresenta l’entalpia e S l’entropia. Il valore di ΔG indica se una reazione avviene spontaneamente. Se ΔG 0, la reazione non si verifica spontaneamente, mentre se ΔG = 0, la reazione è in equilibrio.

La relazione tra l’energia libera di Gibbs e la costante di equilibrio è data dall’equazione: ΔG° = – RT ln K (), in cui R è la costante dei gas (8.314 J/K·mol), T la temperatura espressa in gradi Kelvin e ln K il logaritmo naturale della costante di equilibrio.

Per determinare il valore della costante di equilibrio della reazione N2(g) + O2(g) ⇄ 2NO(g) a 25 °C, con ΔG° pari a 173.4 kJ/mol, applichiamo la formula 173400 J/mol = – 8.314 * 298 ln K, che porta al risultato K = 4.02 * 10^-31.

Nel caso della reazione PbI2(s) ⇄ Pb^+(aq) + 2I^-(aq), con ΔG° pari a 45 kJ/mol a 25 °C, applichiamo la formula 45000 J/mol = – 8.314 * 298 ln K per ottenere il risultato K = 1.3 * 10^-8.

La costante di equilibrio K nelle reazioni chimiche può quindi essere calcolata utilizzando la relazione con l’energia libera di Gibbs ΔG°, la temperatura e la costante dei gas R, permettendo di prevedere il comportamento della reazione in condizioni di equilibrio termodinamico.

Determinazione dell’ossigeno disciolto. Calcoli

Fabrice Deseaux
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Determinazione dell’ossigeno disciolto. Calcoli

Il ruolo cruciale della determinazione dell’ossigeno disciolto nell’acqua

La determinazione dell’ossigeno disciolto, è di fondamentale importanza per valutare la qualità dell’acqua e preservare l’ecosistema acquatico. È necessario tenere in considerazione l’equilibrio di solubilità gas/liquido tra l’ossigeno presente nell’aria e quello disciolto nell’acqua, il quale dipende dalla temperatura e dalla .

Metodo di Winkler per la determinazione dell’ossigeno disciolto

Il metodo di Winkler, elaborato nel 1889 e tutt’oggi utilizzato per la sua precisione e praticità, si basa su una . In tale procedura, si aggiunge un sale di manganese (II), comunemente MnSO4, a un noto del campione d’acqua, seguito dall’aggiunta di una soluzione basica di ioduro di potassio per precipitare il manganese (IV) sotto forma di ossido idrato di colore marrone. Successivamente, la soluzione diventa acida per ossidare lo ioduro a iodio mediante il biossido di manganese. Infine, si procede con la titolazione utilizzando una soluzione standardizzata di .

Calcoli per la determinazione dell’ossigeno disciolto

Applicando i calcoli necessari per determinare la concentrazione di ossigeno disciolto, considerando un campione di 263 mL e l’impiego di .70 mL di tiosolfato 0.0584 M, si ottiene una concentrazione di ossigeno disciolto pari a 1.50 · 10^-4M, o 4.80 · 10^-3 g/L. Questo valore indica un basso contenuto di ossigeno disciolto, rivelando la presenza di inquinamento nell’acqua analizzata.

In conclusione, la determinazione dell’ossigeno disciolto rappresenta un aspetto cruciale nella valutazione della qualità dell’acqua e nel monitoraggio dell’ecosistema idrico, fornendo preziose informazioni sul grado di inquinamento e sullo stato di salute dell’ambiente acquatico.

Ossidi acidi, basici e anfoteri

Fabrice Deseaux
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Ossidi acidi, basici e anfoteri

Ossidi: acidi, basici e anfoteri

Gli ossidi rappresentano composti binari costituiti da un elemento e . A seconda del comportamento di queste sostanze con l’, possiamo distinguere gli ossidi in tre categorie: ossidi acidi, basici e anfoteri.

Ossidi acidi:

Questi ossidi sono costituiti da non metalli appartenenti ai gruppi 14, 15, 16 e 17. Essi reagiscono con l’acqua per formare acidi e con le basi per produrre sali. Gli ossidi acidi sono considerati , in quanto agiscono da accettori di elettroni da una base di Lewis. Alcuni esempi di ossidi acidi sono il CO2, SO3 e P4O10.

Ossidi basici:

Gli ossidi basici sono composti ionici costituiti da metalli dei gruppi 1 e 2 e contengono l’ione O2- che reagisce con l’acqua per formare OH-. Esempi di ossidi basici includono Na2O, CaO e MgO, che interagiscono con l’acqua per formare rispettivamente NaOH, Ca(OH)2 e Mg(OH)2.

Ossidi anfoteri:

Gli ossidi anfoteri possono agire sia da acidi che da basi. Un tipico esempio di ossido anfotero è l’ossido di Al2O3. In un ambiente acido, l’ossido di alluminio reagisce formando esaacquoalluminio, mentre in ambiente basico si forma tetraidrossialluminato. Un altro esempio di ossido anfotero è l’ossido di , che si comporta da base in un ambiente acido e da acido in un ambiente basico.

In generale, il carattere dell’ossido è determinato dall’elemento a cui è legato l’ossigeno: quanto meno è elettronegativo l’elemento tanto più è basico l’ossido e viceversa.

Il carattere anfotero degli ossidi è spesso riscontrato nei metalli di transizione, ad eccezione dello zinco.

L’immagine qui sotto riporta gli ossidi degli elementi del blocco s e del blocco p, evidenziandone il carattere.

[Inserisci immagine: “ossidi.jpg”]

Fattore di comprimibilità

Fabrice Deseaux
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Fattore di comprimibilità

Il fattore di comprimibilità (Z): proprietà termodinamica dei

Il fattore di comprimibilità, indicato con la lettera Z, è una proprietà termodinamica che modifica la legge dei gas ideali per tener conto del comportamento dei gas reali. È una misura di quanto le proprietà termodinamiche di un gas reale si discostano da quelle attese da un gas ideale.

Gas ideali e gas reali: le differenze
Le differenze principali tra gas ideali e gas reali sono rappresentate dalle interazioni molecolari e dal volume delle molecole. Mentre nel modello ideale le molecole hanno un volume trascurabile e non vi sono forze di interazione tra di esse, nei gas reali le molecole hanno un volume definito e interagiscono sia tra loro che con le pareti del recipiente attraverso urti non elastici. Inoltre, i gas reali obbediscono alla legge dei gas ideali solo a basse pressioni e alte temperature.

Fattore di comprimibilità e
Per un gas ideale, il rapporto pVm/RT, detto fattore di comprimibilità, è pari a . Mentre per un gas reale, il fattore di comprimibilità può deviare positivamente o negativamente da 1 a seconda delle presenti. Ad esempio, a basse pressioni, il fattore di comprimibilità è inferiore a 1, indicando una maggiore comprimibilità rispetto a quella di un gas ideale, a causa di forze intermolecolari attrattive.

Variazione del fattore di comprimibilità con e temperatura
La variazione del fattore di comprimibilità con pressione e temperatura è rappresentata graficamente. A basse pressioni, il fattore di comprimibilità si avvicina a 1, poiché tutti i gas tendono al comportamento ideale. Tuttavia, a pressioni intermedie, il fattore di comprimibilità è inferiore a 1 a causa delle forze intermolecolari di attrazione che influenzano i volumi effettivi. Invece, a pressioni elevate, il fattore di comprimibilità diventa maggiore di 1 a causa delle forze repulsive intermolecolari che influenzano i volumi effettivi.

Conclusioni
In definitiva, il fattore di comprimibilità Z tende verso 1 a pressioni basse, è inferiore a 1 a pressioni intermedie e superiore a 1 a pressioni elevate. Queste variazioni sono il risultato delle diverse interazioni intermolecolari e forniscono un’indicazione importante del comportamento dei gas reali rispetto a quelli ideali.

Ozonuri di metalli alcalini

Fabrice Deseaux
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Ozonuri di metalli alcalini

Ozonuri dei metalli alcalini: proprietà e reazioni

Gli ozonuri sono composti che contengono l’ione O3-, caratterizzato da paramagnetismo. Studi recenti hanno confermato l’esistenza di ozonuri di metalli alcalini, noti per il loro colore rosso, mediante analisi spettroscopiche e diffrazione dei raggi X.

Sintesi

Inizialmente sono stati sintetizzati gli ozonuri di sodio, potassio, rubidio, cesio e successivamente quello di litio e gli ozonuri di metalli alcalino-terrosi. La loro formazione avviene reagendo i metalli alcalini pesanti con o trattando l’idrossido del metallo alcalino con questo gas. Tuttavia, gli ozonuri di sodio e litio sono estremamente instabili e devono essere preparati a basse temperature mediante scambio ionico.

Reazioni

Gli ozonuri dei metalli alcalini sono solubili in soluzioni ammoniacali e reagiscono con l’acqua producendo . Inoltre, si decompongono generando e reagiscono con gli acidi formando il radicale OH· e ossigeno gassoso.

Applicazioni

Gli ozonuri dei metalli alcalini, se manipolati in modo errato, possono provocare . Pertanto, devono essere trattati con cautela a basse temperature e in un’atmosfera costituita da un gas inerte. Questi composti sono energetici e sono considerati promettenti come fonti di ossigeno nei generatori di ossigeno chimico.

Controllo cinetico e termodinamico a confronto

Fabrice Deseaux
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Controllo cinetico e termodinamico a confronto

Controllo cinetico e termodinamico: confronto e differenze

Il controllo cinetico di una reazione chimica riguarda la sua velocità e la capacità di superare la barriera energetica tra reagenti e prodotti. A differenza, il controllo termodinamico indica se una reazione può avvenire spontaneamente e se un sistema è in un equilibrio stabile o metastabile. Durante una reazione chimica, avviene la conversione dei reagenti nei prodotti attraverso un processo descritto dal attraverso il quale avviene, in cui si formano legami e intermediali con un’ maggiore rispetto a quella dei reagenti, definita come . In generale, la velocità determina il tempo necessario per raggiungere lo stato di equilibrio.

La differenza tra l’energia dei prodotti e dei reagenti rappresenta la variazione dell’ ΔG°, che è correlata alla costante di equilibrio K. Se ΔG° è inferiore a zero, la reazione è detta esoergonica, indicando che il prodotto è termodinamicamente più stabile dei reagenti. Se ΔG° è maggiore di zero, la reazione è detta endoergonica, indicando che il prodotto è termodinamicamente meno stabile dei reagenti. In una reazione spontanea, la variazione dell’energia libera deve essere minore di zero.

I fattori che determinano la possibilità di una reazione includono il controllo cinetico e quello termodinamico. L’aspetto termodinamico riguarda solo lo stato finale del sistema, mentre l’aspetto cinetico dipende dal che avvengono tra i reagenti in un dato tempo, dall’energia delle collisioni e dalla loro orientazione.

Inoltre, una reazione sotto il controllo cinetico avviene a basse temperature e in tempi più rapidi, mentre una reazione sotto il controllo termodinamico avviene a temperature più alte e richiede tempi più lunghi per ottenere il prodotto più stabile.

Nella terminologia della chimica, il controllo cinetico è rilevante per la velocità della reazione e il controllo termodinamico per la stabilità del prodotto. Ad elevate temperature, predomina il controllo termodinamico, mentre a basse temperature prevale il controllo cinetico per ottenere il prodotto più rapidamente.

Bilanciamento “a vista” di una reazione

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Bilanciamento “a vista” di una reazione

Bilanciamento delle Reazioni Chimiche in Chimica: Metodo “a vista”

Il bilanciamento delle reazioni chimiche è un processo fondamentale per garantire che il numero di atomi nei reagenti coincida con quello dei prodotti. Il coefficiente stechiometrico, un numero intero anteposto alle specie chimiche, è determinante per bilanciare le reazioni e stabilire il rapporto tra le moli delle diverse specie coinvolte.

I

sono espressi con numeri interi e rappresentano il metodo più efficiente per bilanciare le reazioni. Tale procedura è cruciale per determinare il rapporto tra le moli delle varie specie presenti, risultando utile per ottenere dati quantitativi relativi ai reagenti e ai prodotti di reazione.

Metodi di Bilanciamento delle Reazioni Chimiche

La maggior parte delle reazioni chimiche coinvolge processi di

ossidoriduzione

, come quella del

numero di

o delle

semireazioni

. Tuttavia, alcune reazioni possono essere bilanciate “a vista” ricorrere a tali metodi.

Prendiamo ad esempio la reazione di

scambio semplice

:

Na + HCl → NaCl + H

Per bilanciare la reazione, si deve anteporre il coefficiente 2 a HCl per compensare la presenza di due atomi di idrogeno nei prodotti. Successivamente, il coefficiente 2 viene posto davanti a NaCl per bilanciare i due atomi di cloro presenti nei reagenti. Inoltre, il coefficiente 2 viene anteposto al sodio per bilanciare i due atomi di sodio presenti nei prodotti. La reazione bilanciata risulta:

2 Na + 2 HCl → 2 NaCl + H2

Questo implica che 2 moli di Na reagiscono con 2 moli di HCl per dare 2 moli di NaCl e mole di H2.

Costruzione di una tabella per il Bilanciamento

Per illustrare il processo di bilanciamento, consideriamo la seguente

reazione di combustione

:

C2H6 + O2 → CO2 + H2O

La costruzione di una tabella permette di contare il numero di atomi di ciascun elemento nei reagenti e nei prodotti, semplificando il processo di bilanciamento.

Dopo aver realizzato la tabella, anteporre il coefficiente stechiometrico 2 a CO2 per bilanciare il carbonio:

C2H6 + O2 → 2 CO2 + H2O

Successivamente, mettiamo il coefficiente 3 davanti a H2O per bilanciare l’idrogeno:

C2H6 + O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Infine, bilanciamo l’ossigeno mettendo il coefficiente 7/2 davanti a O2:

C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 +3 H2O

Infine, moltiplichiamo ciascun coefficiente per 2 per ottenere la reazione bilanciata con coefficienti interi:

2 C2H6 +7 O2 → 4 CO2 + 6 H2O

Utilizzando questo metodo, 2 moli di C2H6 reagiscono con 7 moli di O2 per dare 4 moli di CO2 e 6 moli di H2O.

Conclusioni

Il metodo del bilanciamento “a vista” offre notevoli vantaggi, permettendo di bilanciare rapidamente le reazioni senza la necessità di costruire una tabella. Una volta acquisita la pratica, diventa un efficace strumento per bilanciare le reazioni chimiche con precisione.

Complessometria: costruzione della curva di titolazione

Fabrice Deseaux
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Complessometria: costruzione della curva di titolazione

Costruzione della Curva di Titratura Complessometrica

La complessometria è una tecnica analitica impiegata per determinare la concentrazione di analiti come calcio, magnesio e zinco. Un composto chiave utilizzato in questo processo è l’ (acido etilendiamminotetraacetico), in grado di formare complessi stabili con vari . La forma dell’EDTA è influenzata dal pH, con la forma totalmente protonata predominante a valori inferiori a 3 e altre forme predominanti a pH diversi. Nella complessometria, vengono utilizzati indicatori per individuare il punto finale del processo, come la muresside o il NET.

Condizionale

Considerando la titolazione del Ca+ in una soluzione tamponata con un pH=10, dove la forma predominante dell’EDTA è Y4-, la costante di formazione relativa a questo equilibrio è Kf = 5.0 · 1010. La costante di formazione condizionale K‘f esprime la formazione di un complesso in specifiche condizioni di reazione. È determinante per studiare l’effetto del pH sulla capacità dell’EDTA di complessare uno ione metallico.

Calcoli e Costruzione della Curva di Titratura

Per costruire la curva di titolazione, si calcola il valore di pCa in diversi momenti della titolazione. Prima di iniziare la titolazione, si ottiene pCa = 2.22. Prima del , si calcolano le moli di Ca2+ e dopo aver aggiunto EDTA, quando si raggiunge il punto equivalente, si verifica il volume totale, la formazione di CaY2- e la costante di formazione condizionale K‘f.

In conclusione, la complessometria come tecnica analitica offre un metodo affidabile per determinare con precisione le concentrazioni di vari cationi. Questo processo calcolato e preciso è di fondamentale importanza in molteplici applicazioni scientifiche e industriali, garantendo risultati accurati e replicabili. La comprensione della costruzione della curva di titolazione nella complessometria è essenziale per interpretare i dati sperimentali e ottenere informazioni significative sulla concentrazione degli ioni metallici in soluzione.

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