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Acidi carbossilici in natura: fermentazione acetica

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

Acidi carbossilici in natura: fermentazione acetica

Ruolo degli acidi carbossilici nella natura: la fermentazione acetica

Gli acidi carbossilici rappresentano una delle classi di composti più rilevanti per la chimica organica e biologica, giocando un ruolo cruciale nei sistemi biologici.

Questi composti sono contraddistinti dalla presenza del gruppo carbossilico –COOH, in cui il carbonio è ibridato sp^2. In natura, si trovano in varie forme, spesso combinati con altri gruppi funzionali, e sono noti principalmente con nomi comuni, piuttosto che con quelli previsti dalla IUPAC.

Gli acidi carbossilici possono essere rinvenuti come sostanze purificate, come l’acido citrico, l’acido tannico o l’acido malico, oppure combinati, come i trigliceridi derivati dalla combinazione di glicerolo e acidi grassi a media o lunga catena.

Alcuni batteri sono in grado di produrre acidi carbossilici come l’acido acetico, l’acido lattico e l’acido butirrico. Ad esempio, l’acido acetico è presente nell’aceto e viene prodotto attraverso la fermentazione acetica grazie ai microrganismi del genere Micoderma Vini.

L’acido formico è l’acido carbossilico più semplice presente in natura e viene sintetizzato dalle formiche, utilizzandolo come veleno urticante. Inoltre, l’acido formico può essere trovato in altri ambienti naturali.

La fermentazione acetica è il risultato dell’ossidazione biologica dell’alcol etilico in acido acetico, un processo catalizzato da batteri aerobi noti come acetobatteri. Questo processo chimico è rappresentato dall’equilibrio: CH_3CH_2OH + O_2 ⇄ CH_3COOH + H_2O.

Altri acidi carbossilici di origine naturale includono l’acido propionico e l’acido butirrico, presenti in vari alimenti come formaggi e burro, e vengono prodotti durante la fermentazione butirrica di amidi e zuccheri.

Tra gli acidi carbossilici presenti in natura, figurano l’acido laurico, l’acido miristico, l’acido palmitico, l’acido stearico e l’acido arachidico. Questi acidi si trovano in diversi alimenti e hanno varie proprietà benefiche.

Infine, non possiamo dimenticare l’acido oleico, che costituisce la maggior parte degli acidi grassi presenti nell’olio di oliva, e l’acido linoleico, essenziale per diverse funzioni corporee e presente in vari oli naturali.

In sintesi, gli acidi carbossilici sono composti di grande importanza per la chimica organica e biologica e svolgono diversi ruoli fondamentali all’interno dei sistemi biologici.

Entalpia di idrogenazione di idrocarburi insaturi: applicazioni, esercizi

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Entalpia di idrogenazione di idrocarburi insaturi: applicazioni, esercizi

Entalpia di idrogenazione di idrocarburi insaturi: teoria, applicazioni e esercizi

L’entalpia di idrogenazione, o calore di idrogenazione, è un parametro fondamentale per misurare la variazione di entalpia durante il processo di idrogenazione dei composti insaturi, come gli alcheni e gli alchini. Questi idrocarburi presentano almeno un doppio o triplo legame carbonio-carbonio, a differenza degli idrocarburi saturi che presentano solo legami semplici carbonio-carbonio.

Gli idrocarburi insaturi possono essere sottoposti a idrogenazione in presenza di catalizzatori come nichel, palladio o platino. Questa reazione è esotermica, il che implica che la variazione di entalpia è minore di zero.

Ad esempio, consideriamo la reazione di idrogenazione dell’etene: CH2=CH2 + H2 → CH3CH3, con ΔH di – 157 kJ/mol. Questo significa che, a 298 K e alla pressione di 1 atm, idrogenando 1 mole di etene si ottengono 157 kJ.

Le entalpie di idrogenazione di alcuni idrocarburi, che presentano un solo sito di insaturazione, sono le seguenti:
1) propene: CH3CH=CH2 + H2 → CH3CH2CH3 ΔH = – 126 kJ/mol.
2) 1-butene: CH3CH2CH=CH2 + H2 → CH3CH2CH2CH3 ΔH = – 127 kJ/mol
3) 2-butene: CH3CH=CHCH3 + H2 → CH3CH2CH2CH3 ΔH (cis-2-butene) = – 120 kJ/mol; ΔH (trans-2-butene) = – 116 kJ/mol

Le entalpie di idrogenazione di alcuni idrocarburi che presentano più di un sito di insaturazione sono:
– CH2=CHCH=CH2 + 2 H2 → CH3CH2CH2CH3 ΔH = – 239 kJ/mol
– Cicloesene + H2 → cicloesano ΔH = – 120 kJ/mol
– Cicloesadiene + 2 H2 → cicloesano ΔH = – 232 kJ/mol
– Benzene + 3 H2 → cicloesano ΔH = – 208 kJ/mol
– Toluene + 3 H2 → metilcicloesano ΔH = – 205 kJ/mol

Applicazioni e considerazioni

Escludendo l’etene, la maggior parte delle entalpie di idrogenazione oscillano tra -120 ± 6 kJ/mol, quando 1 mole di H2 si addiziona a 1 mole di alchene. Nella situazione dei dieni, in cui si addizionano 2 moli di H2 per ogni mole di alchene, tale valore raddoppia.

La differenza tra l’entalpia di idrogenazione attesa del benzene e quella risultante dai dati termodinamici è significativa. Il benzene mostra una maggiore stabilità rispetto a quella prevista, confermando la presenza di qualcosa che lo rende diverso dagli altri idrocarburi insaturi.

Il benzene, con sei elettroni π delocalizzati, ha una stabilità maggiore dell’ipotetico cicloesatriene con sei elettroni π localizzati. Tale differenza di energia tra la molecola coniugata reale e il suo ipotetico analogo non coniugato è detta energia di delocalizzazione o energia di risonanza.

Il benzene presenta una lunghezza di legame minore della lunghezza di un legame semplice carbonio-carbonio, e leggermente più alta della lunghezza di un doppio legame carbonio-carbonio, implicando legami equivalenti. I sei elettroni π devono essere distribuiti simmetricamente sui sei atomi di carbonio, contribuendo a una maggiore stabilità della molecola.

In conclusione, l’entalpia di idrogenazione fornisce informazioni cruciali sulla stabilità e le proprietà dei composti insaturi, permettendo di comprendere le differenze di comportamento del benzene rispetto ad altre molecole insature.

Conversione da grammi a moli. Esercizi svolti e commentati

Fabrice Deseaux

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6 Dicembre 2023

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Conversione da grammi a moli. Esercizi svolti e commentati

Conversione da grammi a moli: formula e esercizi svolti

La conversione da grammi a moli è un’operazione di routine per i chimici e rappresenta un argomento di fondamentale importanza per gli studenti che si approcciano allo studio della chimica. La grandezza del Sistema Internazionale che correla la quantità di una sostanza al numero di particelle in essa contenute è la mole, e il numero di particelle di una mole è detto Numero di Avogadro, pari a 6.022 ∙ 10^23.

Inoltre, la massa di una mole di atomi, fornita dalla Tavola Periodica degli Elementi, è nota come massa atomica, mentre la massa di una mole di molecole è definita come massa molare o peso molecolare. Nei bilanciamenti delle reazioni chimiche, i coefficienti stechiometrici indicano il rapporto tra le moli delle sostanze coinvolte.

Tuttavia, è da tenere presente che le bilance forniscono la massa di una sostanza e non direttamente le moli. Pertanto, è necessario eseguire una conversione da grammi a moli utilizzando la formula: moli = massa / peso molecolare.

Per comprendere meglio il procedimento, sono qui di seguito riportati alcuni esercizi risolti relativi alla conversione da grammi a moli.

1) Calcolo delle moli corrispondenti a 0.700 g di H2O2
Il peso molecolare di H2O2 può essere calcolato come segue:
PM = ( 2 ∙ 1.00794) + ( 2 ∙ 15.9994) = 2.01588 + 31.9988 = 34.01468 g
Quindi, 1 mole di H2O2 corrisponde a 34.01468 g.
Applicando la proporzione, si ottiene: 1 mole : 34.01468 g = x (moli) : 0.700 g
Da cui x (moli) = 1 mol ∙ 0.700 g / 34.01468 g = 0.0206

2) Calcolo delle moli corrispondenti a 2.50 g di KClO3
Il peso molecolare di KClO3 risulta essere: PM = ( 1 ∙ 39.0983) + ( 1 ∙ 35.4527) + ( 3 ∙ 15.9994) = 122.5492 g
Quindi, 1 mole di KClO3 corrisponde a 122.5492 g.
Applicando la proporzione, si ottiene: 1 mole : 122.5492 g = x (moli) : 2.50 g
Da cui x (moli) = 1 mol ∙ 2.50 g/ 122.5492 g = 0.0204

3) Calcolo delle moli corrispondenti a 75.57 g di KBr
Il peso molecolare di KBr è calcolabile come: PM = 39.0983 + 79.904 = 119.002 g
Quindi, 1 mole di KBr corrisponde a 119.002 g.
Applicando la proporzione, si ottiene: 1 mole : 119.002 g = x (moli) : 75.57 g
Da cui x (moli) = 1 mol ∙ 75.57 g/ 119.002 g = 0.6350

4) Calcolo delle moli corrispondenti a 0.750 g di Na2CO3
Il peso molecolare di Na2CO3 può essere calcolato come: PM = ( 2 ∙ 22.9898) + ( 1 ∙ 12.011) + ( 3 ∙ 15.9994) = 105.9888 g
Quindi, 1 mole di Na2CO3 corrisponde a 105.9888 g.
Applicando la proporzione, si ottiene: 1 mole : 105.9888 g = x (moli) : 0.750 g
Da cui x (moli) = 1 mol ∙ 0.750 g/105.9888 g = 0.00708

In conclusione, la conversione da grammi a moli è un’operazione fondamentale in chimica e può essere risolta mediante la formula moli = massa / peso molecolare o attraverso l’utilizzo di proporzioni.

Emulsioni: classificazione, emulsionanti

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Emulsioni: classificazione, emulsionanti

Emulsioni: Classificazione e Utilizzo degli Emulsionanti

Le emulsioni rappresentano sistemi colloidali composti da due liquidi immiscibili, in cui uno di essi si trova come fase dispersa all’interno dell’altro liquido, che agisce come fase continua o veicolo. La fase dispersa viene anche definita come fase disperdente. La caratteristica distintiva di queste emulsioni è la presenza di un liquido polare, come l’acqua, e di un altro liquido apolare.

Classificazione delle Emulsioni

Le emulsioni possono essere classificate in due tipi, in base alla natura della fase dispersa:

1.

Emulsione di olio in acqua (o/w)

: in questo caso, l’olio costituisce la fase dispersa, mentre l’acqua rappresenta la fase disperdente. Un esempio comune di emulsione di olio in acqua è il latte.
2.

Emulsione di acqua in olio (w/o)

: qui, l’acqua costituisce la fase dispersa e l’olio è la fase disperdente. Un esempio di tale tipo di emulsione è il burro.

Le emulsioni vengono preparate attraverso un processo chiamato emulsificazione, in cui i due liquidi vengono combinati utilizzando macchinari appositi. Tuttavia, queste emulsioni non sono stabili nel tempo e tendono a separarsi. Per garantire la stabilità, è necessario aggiungere un emulsionante, una sostanza che stabilizza e omogeneizza le sostanze non miscibili. Gli emulsionanti agiscono riducendo la tensione superficiale dei liquidi e conferendo cariche elettriche alle goccioline della fase dispersa.

Proprietà degli Emulsionanti

Gli emulsionanti formano un film protettivo intorno alle goccioline di olio disperse in acqua, impedendo loro di coalescere e garantendo così la stabilità dell’emulsione. Possono essere inorganici, come ammoniaca e lisciva, o organici, come saponi e esteri di acidi polivalenti. Inoltre, possono essere elettroliti o non elettroliti, ionici o non ionici. Altri emulsionanti includono gomma arabica, gomma adragante, pectina e cellulosa.

Le emulsioni sono utilizzate in vari settori industriali, come l’industria degli oli e dei grassi, la produzione della gomma, e trovano impiego in pitture, vernici, adesivi, plastica, cellulosa, carta, fibre, pelletteria, medicina e cosmetici.

Con un’adeguata stabilizzazione tramite emulsionanti, i liquidi immiscibili possono essere impiegati in diverse applicazioni industriali e di consumo.

Forme di energia: cinetica, potenziale, termica, chimica

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Forme di energia: cinetica, potenziale, termica, chimica

Le diverse forme dell’energia: cinetica, potenziale, termica e chimica

L’energia è una grandezza fisica che si esprime in Joule, e ha un’equazione dimensionale di [Kg m^2 s^-2]. E’ possibile individuare varie forme di energia che possono essere immagazzinate o trasferite. Tra le più importanti forme di energia si hanno:

Energia cinetica

L’energia cinetica è strettamente correlata al moto di un oggetto e può essere calcolata con la formula K = ½ mv^2, dove m rappresenta la massa dell’oggetto e v la sua velocità. Si può notare che l’energia cinetica è proporzionale al quadrato della velocità, il che significa che se la velocità raddoppia, l’energia cinetica quadruplica.

Energia potenziale

L’energia potenziale è legata alla posizione di un corpo in un campo di forze. E’ l’energia immagazzinata dal sistema, che può essere convertita in energia cinetica o altre forme di energia. Ad esempio, un corpo fermo a una certa altezza sotto l’azione della forza di gravità accumula energia potenziale gravitazionale.

Energia potenziale elastica

Questa forma di energia è immagazzinata da un oggetto a seguito della sua deformazione, come, ad esempio, la compressione di una molla. L’energia potenziale elastica vale E = ½ k (x-x_0)^2, dipendendo dal quadrato della deformazione.

Energia termica

L’energia termica è dovuta al moto casuale delle molecole ed è correlata alla loro energia cinetica, che può essere vibrazionale, rotazionale o traslazionale. L’energia termica di un sistema dipende dalla temperatura del sistema, e può essere correlata dalla formula ½ mv^2 = 3/2 k_B T per un sistema gassoso.

Energia chimica

L’energia chimica è legata alle reazioni chimiche, in cui si rompono i legami presenti nei reagenti e si formano nuovi legami nei prodotti di reazione. L’energia chimica è quindi il potenziale che ha un sistema che subisce una trasformazione.

Calore latente

Rappresenta l’energia necessaria per far fondere un solido o per far bollire un liquido ed è associata a un passaggio di stato. Durante questi passaggi di fase non vi è variazione di temperatura, ma il calore fornito agisce sulla forza dei legami intramolecolari.

Energia del campo elettromagnetico

Rappresenta l’energia immagazzinata in una determinata regione dello spazio dal campo elettromagnetico generato localmente da una qualunque distribuzione di carica elettrica variabile nel tempo.

Energia nucleare

Correlata a processi nucleari ed è generata dalla conversione massa-energia che avviene quando si verifica la frammentazione di atomi. La quantità di massa persa è correlata all’energia dall’equazione di Einstein E = mc^2.

Entalpia delle reazioni. Esercizi svolti e commentati

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Entalpia delle reazioni. Esercizi svolti e commentati

Entalpia delle reazioni: Approfondimento e Esercizi svolti

L’entalpia delle reazioni è legata al calore rilasciato o assorbito durante il loro svolgimento. Per calcolare le variazioni di energia in queste reazioni, si utilizzano generalmente le funzioni di stato, come l’entalpia delle reazioni. Le reazioni esotermiche, che comportano un rilascio di energia, presentano un ΔH negativo. Ad esempio, la reazione di combustione del metano è rappresentata dalla seguente equazione:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) con una variazione di entalpia ΔH di -890.4 kJ, che può essere riscritta come:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) + 890.4 kJ.

Nelle reazioni endotermiche, che comportano un assorbimento di energia, il ΔH è positivo. Un esempio è la reazione tra diossido di carbonio e acqua:

CO2(g) + H2O(g) → CH4(g) + 2 O2(g) con una variazione di entalpia ΔH di 890.4 kJ, che può essere anche scritta come:

CO2(g) + H2O(g) + 890.4 kJ → CH4(g) + 2 O2(g).

Per determinare il calore sviluppato o assorbito in una reazione, bisogna tenere conto del numero di moli che reagiscono. Ad esempio, nella reazione di combustione del metano, una mole di CH4 reagisce con due moli di O2 per produrre, oltre ai prodotti della reazione, un’energia di 890.4 kJ.

Esercizi svolti

1) La decomposizione del sodio idrogeno solfato avviene secondo la reazione:

2 NaHSO4(s) → Na2SO4(s) + H2O(g) + SO3(g) con una variazione di entalpia ΔH = -231.3 kJ. Calcolare la quantità di energia sviluppata se si decompongono 3.60 g di NaHSO4.

Essendo la reazione esotermica, può essere scritta come:

2 NaHSO4(s) → Na2SO4(s) + H2O(g) + SO3(g) + 231.3 kJ.

Le moli di NaHSO4 sono pari a 3.60 g / 120.1 g/mol = 0.0300. Dalla decomposizione di 2 moli di NaHSO4 si ottengono 231.3 kJ, quindi impostando la proporzione 2 : 231.3 = 0.0300 : x, si ottiene che dalla decomposizione di 0.0300 moli di NaHSO4 si ottengono 3.47 kJ.

2) L’idrazina reagisce con l’ossigeno secondo la reazione:

N2H4(l) + 3 O2(g) → 2 H2O(g) + 2 NO2(g) a cui è associata una variazione di entalpia ΔH = -400 kJ. Calcolare il calore sviluppato se sono stati ottenuti 9.20 g di NO2(g).

Essendo la reazione esotermica, può essere scritta come:

N2H4(l) + 3 O2(g) → 2 H2O(g) + 2 NO2(g) + 400 kJ.

Le moli di NO2 sono pari a 9.20 g / 46.0 g/mol = 0.200. Dalla decomposizione di 2 moli di NO2 si sviluppano 400 kJ, quindi impostando la proporzione 2 : 400 = 0.200 : x, si ottiene che dalla formazione di 0.200 moli di NO2 si sviluppano 40.0 kJ.

Nella risoluzione degli esercizi si deve tenere presente che per la reazione che decorre da destra a sinistra, con variazione di entalpia ΔH = +566 kJ, l’entalpia è uguale in valore assoluto a quella della reazione diretta ma ha segno opposto.

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Tensione superficiale: formula, unità di misura

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Tensione superficiale: formula, unità di misura

Tensione Superficiale nei Liquidi: Definizione, Formula e Variazioni

La tensione superficiale è una proprietà dei liquidi che dipende dalle forze di coesione tra le molecole. Questa proprietà determina il comportamento della superficie di un liquido, che può essere paragonata a una membrana elastica in tensione.

In un liquido confinato in un recipiente, le forze di coesione agiscono uniformemente in tutte le direzioni all’interno del liquido, dando come risultante una forza nulla. Tuttavia, sulla superficie del liquido, le molecole sono attratte solo dalle molecole circostanti, creando una risultante delle forze diretta verso l’interno del liquido.

La tensione superficiale, indicata con il simbolo γ, è la misura della forza per unità di lunghezza ed è espressa in newton per metro (N/m) o joule per metro quadrato (J/m²). Questo valore dipende dalla temperatura, pressione e composizione del gas all’interfaccia.

In generale, la tensione superficiale varia con la natura delle fasi a contatto. Ad esempio, i liquidi non polari come l’etere presentano valori abbastanza bassi, mentre il mercurio ha la tensione superficiale più alta tra tutti i liquidi a temperatura ambiente, il che causa la frammentazione del mercurio in piccole goccioline indipendenti.

Inoltre, la tensione superficiale diminuisce all’aumentare della temperatura a causa della riduzione delle attrazioni intermolecolari. Pertanto, lavare a temperature più elevate risulta più efficace poiché la minore tensione superficiale consente all’acqua di penetrare più facilmente nelle fibre.

Unità di Misura e Variazioni della Tensione Superficiale

La tensione superficiale è misurata in N/m o J/m² e può variare notevolmente a seconda della natura delle fasi a contatto. Ad esempio, l’acqua ha una tensione superficiale di circa 72.7 dyne/cm, mentre l’etere etilico ha un valore di circa 17.0 dyne/cm. Il mercurio, a temperatura ambiente, presenta una tensione superficiale di 487 dyne/cm.

Le fasi liquide possono avere tensioni superficiali differenti anche per sostanze chimiche diverse. Ad esempio, il glicerolo ha una tensione superficiale di circa 63 dyne/cm, mentre il n-ottano ha un valore di circa 21.8 dyne/cm.

La conoscenza dei valori di tensione superficiale è fondamentale in diversi campi, ad esempio nelle scienze dei materiali e nelle applicazioni industriali, dove i tensioattivi vengono utilizzati per ridurre la tensione superficiale dell’acqua, facilitando così numerosi processi.

In breve, la tensione superficiale è una proprietà peculiare dei liquidi che influenza significativamente il comportamento delle superfici liquide, nonché numerosi fenomeni naturali e processi industriali. La sua comprensione e misurazione sono cruciali per diverse applicazioni nel mondo reale.

Reazioni esotermiche: grafico, esempi

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Le reazioni esotermiche sono reazioni chimiche che avvengono con variazione negativa di entalpia e rilascio di energia sotto forma di calore.
In generale una reazione esotermica può essere così rappresentata:
A + B → C + D + calore

Nella reazione si rompono i legami presenti nei reagenti e si formano nuovi legami nei prodotti. Tutti i legami chimici hanno una certa forza e necessitano di una determinata energia per potersi rompere. Quest’ultima è fornita dalla collisione tra i reagenti o da un riscaldamento esterno; analogamente la formazione di legami chimici comporta l’emissione di energia. La variazione complessiva di energia durante una reazione chimica, detta calore di reazione è indicata con ΔH ed è espressa in genere in kJ/mol.

A seconda della variazione di energia che si verifica le reazioni chimiche sono classificate in reazioni esotermiche e reazioni endotermiche.

Nelle reazioni esotermiche l’energia è fornita sotto forma di calore; l’energia del prodotti H_p è quindi minore rispetto a quella dei reagenti H_r e quindi la variazione di energia, più nota come variazione di entalpia ΔH è minore di zero in quanto ΔH = H_p – H_r. Infatti poiché H_p< H_r si ha ΔH < 0. Un esempio di reazione esotermica è la combustione in cui l’energia viene emessa sotto forma di calore.

Per il principio di conservazione dell’energia alla diminuzione di energia potenziale che si verifica in una reazione esotermica corrisponde un aumento di energia cinetica e quindi le molecole si muovono con una velocità maggiore e, conseguentemente, la temperatura aumenta.

Esempi

Un esempio di reazione esotermica è costituito, ad esempio dalla reazione tra l’ossido di calcio e l’acqua:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + calore

Il calore sviluppato dalla reazione riscalda l’acqua prodotta nel corso della stessa.

Quando l’acido cloridrico diluito viene aggiunto allo zinco metallico con produzione di idrogeno si verifica una reazione esotermica:

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂ + calore

Quando una mole di carbonio reagisce con una mole di ossigeno per dare una mole di biossido di carbonio si sviluppano, a pressione e temperatura costanti, 393.5 kJ. Questa reazione esotermica può essere espressa come:

C_(s) + O_2(g)→ CO_2(g) + 393.5 kJ

oppure come:

C_(s) + O_2(g)→ CO_2(g) ΔH = – 393.5 kJ

Esempi tipici di reazioni esotermiche, oltre alla combustione sono le reazioni di neutralizzazione, l’aggiunta di acido concentrato all’acqua, molte reazioni di ossidazione dei metalli, la maggior parte delle polimerizzazioni, la respirazione, la decomposizione di sostanze vegetali.

Le reazioni esotermiche spesso sono accoppiate a reazioni endotermiche: l’energia sviluppata dalla reazione esotermica costituisce il traino per la reazione endotermica.

L’esotermicità di alcune reazioni è sfruttata, ad esempio, nel lancio dei razzi nello spazio.

Un razzo a combustibile utilizza, quale propellente, una miscela di perclorato di ammonio solido NH₄ClO₄ e di alluminio per produrre un ossido di alluminio solido, acido cloridrico gassoso, azoto, vapore e calore.

La reazione chimica che avviene è:

6 NH₄ ClO₄ + 10 Al = 5 Al₂O₃ + 6 HCl + 3 N₂ + 9 H₂O + calore

Reazioni endotermiche: grafici, esempi

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Reazioni Endotermiche: Definizione, Esempi e Grafici

Le reazioni endotermiche sono quelle reazioni chimiche che avvengono con assorbimento di calore, dove la variazione di entalpia è maggiore di zero. Durante una reazione chimica avviene il passaggio da reagenti a prodotti di reazione, con la rottura dei legami presenti nei reagenti e la formazione di nuovi legami nei prodotti.

Tutti i legami chimici hanno un’energia di legame che richiede una determinata energia per essere spezzato, fornita dalla collisione tra i reagenti o da un riscaldamento esterno. La formazione di legami comporta invece l’emissione di energia.

La variazione complessiva di energia durante una reazione chimica, nota come calore di reazione, è indicata con ΔH ed è espressa in genere in kJ/mol. Le reazioni chimiche sono classificate in reazioni esotermiche e reazioni endotermiche in base alla variazione di energia che si verifica.

Nelle reazioni esotermiche, l’energia è emessa sotto forma di calore e la variazione di entalpia ΔH è minore di zero. Un esempio classico di reazione esotermica è la combustione, in cui l’energia è emessa sotto forma di calore.

Nelle reazioni endotermiche, invece, viene assorbita energia sotto forma di calore per rompere i legami presenti nei reagenti, e questa energia è rilasciata quando si formano i nuovi legami chimici nei prodotti. Gli esempi di reazioni endotermiche sono variegati, come la sintesi del solfuro di carbonio a partire da carbonio e zolfo, o la reazione tra diossido di stagno e carbonio.

Un esempio emblematico di reazione endotermica è la fotosintesi clorofilliana, in cui il diossido di carbonio e l’acqua danno come prodotto di reazione il glucosio, utilizzando l’energia radiante emessa dal sole. Al livello molecolare, l’energia cinetica si trasforma in energia potenziale con una diminuzione della temperatura del sistema.

Le reazioni endotermiche possono avvenire a temperatura ambiente se vi è un notevole incremento di entropia, come nel caso della reazione dell’idrossido di bario ottaidrato con il tiocianato di ammonio. In questo caso, si verifica un aumento notevole dell’entropia che rende possibile la reazione.

In conclusione, le reazioni endotermiche comportano un assorbimento di energia e sono cruciali in numerosi processi naturali e industriali, contribuendo a un approfondimento della comprensione dei fenomeni chimici che ci circondano.

Esercizi chimica analitica , problemi svolti e commentati

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Esercizi chimica analitica , problemi svolti e commentati

Esercizi Chimica Analitica : Problemi Svolgimento e Spiegazione

I problemi di chimica analitica spesso riguardano le determinazioni gravimetriche o volumetriche di sostanze sia allo stato solido che in soluzione. Nell’ambito di questo articolo saranno affrontati e risolti tre problemi specifici di chimica analitica, con una dettagliata spiegazione della strategia utilizzata per ottenere la risposta.

Problema 1: Determinare la Massa di Ferro in un Sale di Ferro (II)

Un sale di ferro (II) avente massa 8.25 g è sciolto in acqua e si ottengono 250 cm3 di soluzione. Tre aliquote di tale soluzione ciascuna avente volume di 25.0 cm3 sono titolate con permanganato di potassio 0.0200 M. Le tre titolazioni richiedono rispettivamente 23.95 cm3, 23.80 cm3 e 23.85 cm3 di permanganato.
Per calcolare la massa di ferro presente nel sale e la sua percentuale, è necessario bilanciare la reazione tra il ferro (II) e il permanganato in ambiente acido:

MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O

Successivamente, calcolando i volumi e le moli di reagenti e prodotti, è possibile determinare la quantità di ferro presente nel sale.

Problema 2: Calcolare la Percentuale di Ferro (III) e la Percentuale di Fe2O3 Contenuto in una Roccia di Ematite

Una roccia di ematite contenente Fe2O3 di massa 2.83 g è sciolta in acido cloridrico concentrato e la soluzione è diluita fino ad un volume di 250 cm3. Il ferro contenuto in un’aliquota di 25.0 cm3 di tale soluzione è ridotto a Fe2+ da cloruro di stagno (II) che si ossida a Sn4+. Tale soluzione richiede 26.4 cm3 di una soluzione di bicromato di potassio 0.0200 M per la completa ossidazione del ferro (II) a ferro (III). Per calcolare la percentuale di ferro (III) e la percentuale di Fe2O3 contenuto nella roccia, è necessario stabilire la reazione tra il ferro (II) e lo stagno (II), nonché la reazione di ossidazione del ferro (II) a ferro (III) con bicromato di potassio, e quindi determinare le quantità di sostanze presenti.

Problema 3: Calcolare la Massa di Bicromato e la sua Percentuale Contenuta in un Campione di K2Cr2O7

Un campione impuro di K2Cr2O7 di massa 1.01 g è sciolto in acido solforico diluito fino a un volume di 250.0 cm3. A un’aliquota di 25.0 cm3 di tale soluzione è aggiunto ioduro di potassio. Lo iodio ottenuto è titolato con 20.0 cm3 di una soluzione 0.100 M di tiosolfato di sodio. Per calcolare la massa di bicromato e la sua percentuale contenuta nel campione iniziale, è necessario stabilire le reazioni tra bicromato e ioduro in ambiente acido, nonché la titolazione del iodio ottenuto con tiosolfato di sodio.

In conclusione, la risoluzione di problemi di chimica analitica richiede la comprensione della stechiometria delle reazioni coinvolte e l’applicazione di formule di calcolo per determinare con precisione le quantità di sostanze presenti nelle soluzioni.

Titolazioni per precipitazione. Esercizi svolti. Metodo di Mohr, Volhard, Fajans

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Titolazioni per precipitazione. Esercizi svolti. Metodo di Mohr, Volhard, Fajans

Titolazioni per precipitazione: metodi di Mohr, Volhard, Fajans

Le titolazioni per precipitazione consentono di determinare con precisione il punto finale di una reazione chimica, formando un precipitato dalla combinazione di analita e titolante. Tra i metodi più importanti spiccano il metodo di Mohr, Volhard e Fajans.

Il metodo di Mohr è comunemente usato per la determinazione di cloruri e bromuri. Consiste nell’aggiungere un’eccedenza di ione cromato di potassio alla soluzione da titolare, seguito da una titolazione con una soluzione di nitrato di argento a titolo noto.

Il metodo di Volhard, invece, prevede l’acidificazione del campione con acido nitrico, seguito dall’aggiunta di un eccesso di nitrato d’argento. Il nitrato di argento in eccesso viene quindi titolato con tiocianato di potassio.

Il metodo di Fajans si basa sull’utilizzo di una soluzione di nitrato di argento che, con l’alogenuro, forma un sale insolubile.

Esercizi svolti

Una miscela di cloruro di potassio e bromuro di sodio è analizzata con il metodo di Mohr. Un campione di 0.3172 g è sciolto in 50 mL di acqua e titolato con 36.14 mL di AgNO3 0.1120 M. Calcolare la percentuale di KCl nel campione. Le moli di AgNO3 sono pari a 0.004048. Utilizzando le equazioni di precipitazione, si ottiene che la massa di KCl è 0.2611 g, corrispondente al 82.32% del campione.

Nel secondo esercizio, la percentuale di ioduro contenuta in un campione di 0.6712 g viene determinata con il metodo di Volhard. Dopo la precipitazione dell’argento in eccesso, la titolazione con KSCN 0.05322 M richiede 35.14 cm3 di titolante. Calcolando le moli, si trova che la percentuale di ioduro nel campione è del 17.7%.

Infine, in un’altra situazione, una lega metallica contenente argento da 1.963 g viene sciolta in HNO3 e titolata con KSCN 0.1078 M. Calcolando le moli di KSCN e utilizzando il rapporto stechiometrico, si trova che la percentuale di argento nella lega è del 64.43%.

Il lavoro svolto dimostra l’importanza e l’applicazione pratica dei metodi di titolazione per precipitazione nella determinazione accurata delle concentrazioni di vari composti.

Metodo delle velocità iniziali. Esercizi svolti, cinetica, ordine di reazione

Fabrice Deseaux

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30 Novembre 2023

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Metodo delle velocità iniziali. Esercizi svolti, cinetica, ordine di reazione

Il metodo delle velocità iniziali: come calcolare l’ordine di reazione

Il metodo delle velocità iniziali è uno strumento utilizzato per determinare i valori dell’ordine di reazione attraverso la ripetizione della reazione in condizioni controllate. La cinetica chimica si occupa della velocità con cui avviene una reazione termodinamicamente favorita, e la velocità di una reazione può essere espressa tramite l’equazione v = – Δ[C]/Δt, dove ΔC è la differenza tra la concentrazione finale e quella iniziale. La misurazione della velocità viene comunemente espressa in termini di molarità e secondi, risultando nell’unità di misura Ms^-1.

La velocità di una reazione può essere calcolata anche mediante la legge di velocità, in base all’equazione v = k [A]^x[B]^y, dove k rappresenta il coefficiente di velocità della reazione. Gli esponenti x e y devono essere determinati sperimentalmente, e non corrispondono necessariamente ai coefficienti stechiometrici delle specie coinvolte nella reazione.

L’ordine di reazione può essere determinato in base alla velocità della reazione stessa. L’ordine di reazione è la somma delle potenze degli esponenti delle concentrazioni delle specie coinvolte nell’equazione cinetica. Tale ordine di reazione deve essere determinato sperimentalmente e non può essere previsto dalla stechiometria della reazione.

Il metodo delle velocità iniziali consiste nel misurare la velocità all’inizio della reazione, dove le concentrazioni possono essere approssimate a quelle iniziali. Ripetendo l’esperimento con diverse concentrazioni iniziali è possibile determinare le incognite dell’equazione, ovvero i valori di k, x e y.

Una volta compresi i concetti di base del metodo delle velocità iniziali, è possibile utilizzarlo in esercizi pratici. Ad esempio, è possibile determinare la legge della velocità di una reazione dati i valori di concentrazione iniziale e velocità iniziale.

Si consideri la reazione: C3H6O + Br2 → C3H5OBr + HBr, dai seguenti dati:
– Esperimento 1: [Br]0 = 0.1 M, [C3H6O]0 = 0.1 M, Velocità iniziale = 1.64 ∙ 10^-5 M s^-1
– Esperimento 2: [Br]0 = 0.2 M, [C3H6O]0 = 0.1 M, Velocità iniziale = 1.64 ∙ 10^-5 M s^-1
– Esperimento 3: [Br]0 = 0.1 M, [C3H6O]0 = 0.2 M, Velocità iniziale = 3.29 ∙ 10^-5 M s^-1

Attraverso tali dati e il metodo delle velocità iniziali, è possibile calcolare l’ordine di reazione e la legge della velocità della reazione. Ad esempio, dalla determinazione dell’ordine di reazione rispetto a Br2, è possibile stabilire che la reazione è di ordine zero rispetto al bromo.

In conclusione, il metodo delle velocità iniziali è un metodo cruciale per determinare l’ordine di reazione e la legge della velocità della reazione, fornendo informazioni fondamentali sulla cinetica chimica.

Calcolo dell’ordine di reazione e la costante di velocità

Nell’ambito della chimica, è fondamentale determinare l’ordine di una reazione e la costante di velocità associata per comprendere meglio i meccanismi di reazione. In questo contesto, consideriamo la reazione A + B → C + D e analizziamo i dati sperimentali forniti.

Nel primo esperimento, le concentrazioni di A rimangono costanti mentre quelle di B raddoppiano, e la velocità di reazione aumenta di circa quattro volte. Questo indica che l’ordine di reazione rispetto a B è 2.

Nel secondo e terzo esperimento, la concentrazione di B rimane costante mentre quella di A raddoppia e la velocità di reazione raddoppia. Ciò suggerisce che l’ordine di reazione rispetto ad A è 1.

Per ottenere la costante di velocità, possiamo sostituire i dati di un qualsiasi dei tre esperimenti nella legge di velocità tenendo conto dei valori di x e y determinati.

Ad esempio, se consideriamo l’esperimento 2:
2 = k (1)(2)^2
Da cui k = 2 M^-1 s^-1. Quindi la legge di velocità è v = 2 [A][B]^2.

In questo modo, siamo in grado di determinare l’ordine di reazione e calcolare la costante di velocità, passi fondamentali per la comprensione dei processi chimici.