RISCURI DE ACCIDENTARE LA PREPARAREA SOLUȚIEI DE AMONIAC-CLORURĂ DE AMONIU

Vă propun un exemplu de exercițiu, de nivel mediu, pentru învățarea măsurilor de protecție a muncii în laboratorul de chimie.

• 

• 

IDEE DE AFACERE ÎN ECOTURISM RURAL LA CECĂLACA, ROMÂNIA

GOSPĂDĂRII ȚĂRĂNEȘTI TRADIȚIONALE DIN SATUL CECĂLACA, JUDEȚUL MUREȘ, ROMÂNIA

Vreau să vă fac cunoscută, ideea de afacere în ecoturism rural, a familiei Balog Ionela si Bela, din satul Cecălaca, județul Mureș. Tema este dezvoltată, în cadrul activității A3.2 ”Activități de informare și conștientizare grup țintă”, din proiectul SCOP.OM, care are datele de identificare de mai jos:

• Proiect de parteneriat, din cadrul Programului Operațional Capital Uman, Axa prioritară 6-Educație și competențe Prioritatea de investiție 10.iv
• Contract POCU/663/6/14/ ID131628
• Codul proiectului:  131628
• Titlul proiectului: ” SCOP.OM – Stagii de practică, Consiliere si Orientare Profesională pentru elevii din învățământul profesional si tehnic din Ocna Mures”      
•  Beneficiar: SC INFO MIAD SRL,Cimpia Turzii scopom@infomiad.ro
• Partener   1  Liceul Tehnologic Ocna Mures   gsci2001@yahoo.com

Motto:

”Vindem natura, ca să o salvăm”

anonim

Gospodarii taranesti din Cecalaca

RECUNOAȘTEREA UNOR ANIONI

FIȘA DE LUCRU

 IDENTIFICAREA UNOR ANIONI:
Cl^–, CO₃^2-, SO₄^2-; S^2-; PO₄^3-; NO₃^–;NO₂^–, CH₃COO^–
 
Bibliografie

1.Mihail Iușut, Probleme de chimie generală și anorganică, Editura Tehnică, București, 1981
2.http://www.math.md/stireal/chimie/candidat/anioni_1.pdf
3. http://schrct.univ-ovidius.ro/res/Default/universul_chimiei_nr2.pdf

INDICAȚII
 
Anionul este un atom sau un grup de atomi, care au sarcina electrică negativă, fiindcă au primit unul sau mai mulți electroni în plus.
Identificarea anionilor se face cu reactivi, de genul: a) conțin cationi, care conduc în urma reacției cu anionul respectiv, la complecși colorați, substanțe greu solubile; b) substanțe organice, care formează cu anionul compuși organici colorați.

EXERCIȚII REZOLVATE

Exercițiul 1
În patru eprubete neetichetate se presupune, că sunt soluții de:AgNO₃, NaHCO₃, Na₂S, CH₃COOK. Folosind numai soluție de HCl 2N, identificați conținutul fiecărei eprubete.
 
Rezolvare.
Se iau în patru eprubete numerotate cu 1,2,3,4  câte 1 mL din fiecare soluție și se toarnă, aproximativ 1 mL de soluție de HCl, 2N. Se notează observațiile și se identifică numele soluției, după acestea (vezi tabelul de mai sus).
Figura 1. Identificarea soluțiilor

Exercițiul 2  

Un test, pentru recunoașterea prezenței ionului NO₃^– este reacția cu soluție concentrată de FeSO₄ și H₂SO₄ concentrat din care rezultă un complex de nitrozil FeSO_4. NO. Complexul apare sub forma unui inel brun.

Figura 2  https://images.app.goo.gl/DvAETZQ8EfDFD6ay5

 Cerința:♦♦♦
Stabilește coeficienții stoechiometrici ai ecuației chimice redox, care are loc, dacă proba este NaNO₃:
…NaNO₃  + …H₂SO₄  +… FeSO₄  →…Fe₂(SO₄)₃ +…(FeSO₄.NO)inel +… Na₂SO₄+…H₂O
Semireacțiile redox sunt:
Fe²⁺  -1e^– → Fe³⁺  oxidare
N⁵⁺ + 3 e^– →N⁵⁺  reducere

Exercițiul 3

In două eprubete neetichetate ai soluție de Na₂SO₄ și respectiv de Na₂S. Folosind un singur reactiv, identifică soluția din fiecare eprubetă. Scrie ecuațiile reacțiilor chimice propuse.

Rezolvare
Reactivul folosit este soluția de (CH₃COO)₂Pb, pentru identificarea anionilor SO₄^2- și respectiv S^2-.
Se pun în fiecare eprubetă, aproximativ 1 mL de soluție de (CH₃COO)₂Pb și se notează observațiile.
–dacă apare un precipitat alb, în aceea eprubetă este  anionul SO₄^2-, adică soluția de  Na₂SO_4.   
Reacția chimică este:
(CH₃COO)₂Pb+Na₂ SO₄ → 2 CH₃COONa + PbSO₄↓ alb
***
–dacă apare un precipitat negru, în aceea eprubetă este anionul S^2-, adică soluția de Na₂S
(CH₃COO)₂Pb+Na₂S →2CH₃COOH + PbS↓ negru

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ANALIZA GRAVIMETRICĂ A PALADIULUI PRIN PRECIPITARE CU DMG

Este un instrument de lucru on-line, o primă încercare, o variantă personală, cu indicarea notelor bibliografice. Se referă la recunoașterea numelui ustensilelor din această analiză gravimetrică; de exemplu: ”Creuzet filtrant”. Cuvântul începe cu litera mare.  Nu trebuie, să-mi trimiți fișa rezolvată. Te autoevaluezi!

https://www.liveworksheets.com/hm1114926oq

OBȚINEREA SCANDIULUI PRIN ELECTROLIZA CLORURII DE SCANDIU TOPITE

 

SUGESTII PENTRU REZOLVAREA PROBLEMELOR DE CHIMIE, CLASA A XII-a CAPITOLUL *REACȚII DE OXIDO-REDUCERE*

Bună ziua!

Vă propun aceste variante pentru rezolvarea unor probleme din Manualul de Chimie, pentru clasa a XII-a C1.
Nu contrazic, alte variante studiate la curs și dacă am erori, vă rog să mă anunțați. Vreau, să ajut, cu ce știu!
Maria Elena Udrea, profesor
Liceul Tehnologic Ocna Mureș
21 martie 2020

Bibliografie

1.Luminița Vlădescu, Irinel Adriana Badea, Luminița Irinel Doicin, Maria Nistor, Chimie, manual pentru clasa a XII-a , C1, Editura Grup Editorial Art, 2006
2.Programa pentru bacalaureat la chimie

Legendă:

►M=masa molară (moleculară); se mai notează cu μ; (g/mol);
►m=masa de substanță, (g);
►A=masa atomică (sau masa molară atomică), (g/mol atom);
►n=număr de moli;
►V=volum (L)
►d=densitate,(g/mL)
►Vm=volum molar. Volumul molar este volumul ocupat de 1 mol de gaz, în condiții normale (c.n.), la t=0 grade C și presiune de 1 atm și are valoarea de: Vm=22,4 L(dm3 )/mol gaz=22,4 m3/kmol gaz
►γ =coeficient stoechiometric=o cifră scrisă în fața simbolului chimic, respectiv în fața formulei chimice, egală cu numărul de atomi sau molecule  participante în ecuația chimică;
►E=echivalent chimic;
►Eg=echivalent- gram (g/Eg);
►K=echivalent electrochimic=A/z. F
unde:
A=masa atomică a elementului chimic; z=numărul de electroni implicați în procesul de oxido-reducere ( se notează și n);
F=numărul lui Faraday, F=96500(96487)C/Eg=96500C/1 mol e
I=intensitatea curentului electric, (A); A-Amper
t=timp,( s);s=secundă

►celula electrochimică=un dispozitiv, în care se găsesc doi  sau mulți electrozi imersați într-o soluție sau într-o topitură de electrolit și în care au loc reacții de oxido-reducere, ce vor determina tipul lor: pile (elemente galvanice) sau celule de electroliză.
►element galvanic=un tip de celulă electrochimică, în care energia chimică este transformată în energie electrică. Se mai numesc, pile, celule, de exemplu:. Pila lui Daniell, pila lui Alessandro Volta, acumulatorul cu Pb (H₂SO₄), pila Leclanche, pile din legume/fructe, pile uscate Zn-C și cu Hg, etc. Este un proces spontan.
►celula electrolitică=celula de electroliză (baie)=un tip de celulă electrochimică, în care energia electrică se consumă pentru a produce  o reacție redox. Procesul, care are loc în acest dispozitiv este electroliza unui electrolit (soluție sau topitură) și este un proces impus.
►Oxidarea=procesul chimic în care un atom cedează electroni, în urma căruia crește numărul lui de oxidare;
►Reducerea=procesul prin care un atom acceptă electroni, în urma căruia numărul lui de oxidare scade.
►N.O= număr de oxidare
►Electrod=metal sau nemetal, introdus într-o soluție sau topitură de electrolit din pilă, respectiv din celula de electroliză. Pe suprafața lui de separare cu lichidul apar procese de oxido-reducere reversibile sau ireversibile. Se lucrează cu o pereche de 2 electrozi: anod și catod
►anod (-)= electrodul din celula electrochimică, la care are loc procesul de oxidare. Prin convenție i se atribuie semnul algebric – . La electroliză, anodul este legat la polul pozitiv al sursei de curent.
►Catod (+)= electrodul din celula electrochimică, la care are loc procesul de reducere. Prin convenție i se atribuie semnul algebric +. La electroliză, catodul este legat la polul negativ al sursei de curent.
►E catod=potențial redox al catodului=E(+), (V);
►E anod= potențial redox al anodului=E(-), (V)
►E cel= potențial redox al celulei electrochimice sau tensiunea electromotoare (f.e.m) sau forța electromotoare, (V)
►E cel = E catod-E anod= E(+)-E(-)
►V=volți
►Seria  potențialelor electrochimice (tensiuni)=seria Beketov-Volta= seria potențialelor de reducere  standard pentru electrozi reversibili, (25 grade C, p=1 atm, C soluție=C ion=1 Eg substanță/1 l soluție) o așezare a cuplurilor redox în ordinea creșterii potențialelor redox standard:

***************************************************************************

• • Pagina 69

Problema 2.Cât timp trebuie să treacă un curent de 4 A printr-o soluție de CuSO₄ în care este introdusă o placă cu suprafața de 100 cm², pentru a se acoperi cu un strat gros de 1 mm Cu.
Densitate Cu= 8,39 g/cm³
 
Ce trebuie să facem?
 
În expresia matematică de la prima lege a electrolizei, introducem datele numerice cunoscute ale mărimilor fizice și calculăm timpul de lucru.
m=K. Q; m=1/F.(A/z).I.t, unde:
m=masa teoretică de substanță (g)
F=numărul lui Faraday=96500 C/Eg subst.=96500 C/mol e^–
A/z=echivalentul chimic al elementului chimic, g/Eg
1C=1A.1s
I=intensitatea curentului electric, A
t=timpul de electroliză, s sau h, cum este exprimat F
Dar este important să calculăm, prima dată masa de Cu depus, m, cu ajutorul densității, d, și al volumului, V. Volumul plăcii va fi calculat.
d=m/V

Calcule:

1)Volum plăcii de Cu în urma depunerii=? cm³ Deducem că placa după depunerea de Cu are forma unui paralelipiped:□
V paralelipiped= Ab. h= 100cm². 1.10^-1 cm=10 cm³
2)Masa Cu depus=? g /din densitate
d=m/V, m=d. V
m Cu=8,39 g/cm³.10 cm³=83,9 g
3)Timpul de lucru, t=? Introducem valorile numerice în relația matematică și rezolvăm:
K Cu = 64/2.96500=32/96500
83,9 g=32.4A.t /96500A.s.
83,9.9650=128.t
T=83,9.96500/128=63252,73 s=17,57 h
      R: 17,57ore
 
 

Problema 3 Se trece aceeași cantitate de electricitate prin soluții de AgNO₃ și Cr(NO₃)₂. Știind că în prima celulă se depun 3,60 g de Ag, calculează masa de crom depusă în cea de a doua celulă. 

Varianta 1 cu legea I a electrolizei

Ce trebuie să facem?
–să înțelegem ce semnifică indicația, ”că aceeași cantitate de electricitate produce depunerea de 3,6 g Ag și o cantitate necunoscută de Cr”?
☺ De la această indicație începe rezolvare problemei, adică aflarea masei de Cr care se depune!!!
Q consumat pentru depunerea de 3,6 g Ag=Q consumat pentru depunerea unei cantități de Cr, pe care o notăm cu X.
–să aplicăm legea I a electrolizei
m=K.Q
 
Calcule
1.Calculăm Q, cu legea I a electrolizei,dacă se obțin 3,6 g  Ag și X g, de Cr:
Q/AgNO₃= m Ag/Ke Ag
Q/Cr(NO₃)₃=m Cr/Ke Cr
Unde:
m Ag=3,6 g,
K Ag= A Ag/n.96500
A Ag=108 g/mol. atom
z=1 e transferat, Ag⁺ + 1 e- =Ag⁰
m Cr=X
K Cr=A Cr/z.96500
A Cr=52 g/mol. atom
z=3 e, acceptați; Cr³⁺+ 3e^–= Cr⁰
2.Egalăm cele două relații și din proporția formată calculăm X.
Q /AgNO₃=Q/Cr(NO₃)₂
ð3,6 /108 /96500 = X/(52:3).96500
3,6/1.(96500/108)=X/1. (96500.17,33)
3,61/108=X/17,33
X=3,6.17,33/108=0,577 g Cr, aprox. 0,58 g Cr
 
Varianta 2 cu legea a II-a a electrolizei

Când, cantitatea de electricitate este aceeași la electroliza, celor două soluții de AgNO₃ și Cr(NO₃)₃, atunci numărul de echivalenți electrochimici de Ag și Cr formați este egal:
n K Ag=n K Cr
n K= m de element format la electroliză, g/ K
►3,61/108/ 96500=X/17,33/96500
            R: 0,58 g Cr
 

Problema 4. Prin două celule de electroliză cu electrozi inerți, legate în serie, una conținând o soluție de AgNO₃, iar cealaltă o soluție de CuSO₄, se trece timp de 6 ore un curent I=2,334 A. Calculează masele metalelor, care se obțin.
 
Ce trebuie să facem?
– să înțelegem, că dacă, două celule de electroliză sunt legate în serie, prin ele trece un curent electric de aceeași intensitate, I.
☺Deci, cantitatea de curent, Q consumată la electroliza celor două soluții este egală, fiindcă au intensitatea de curent, I, egală cu 2,334A, și timpul egal de 6 ore.
-legea I a electrolizei, care ne permite să calculăm masa de Ag depusă la I=2,334A și timp=6ore.
m Ag depus= K Ag. Q, unde:
Q=cantitatea de electricitate consumată=I.t
I=intensitatea curent electric
t=timp de electroliză (s)
K=echivalent electrochimic Ag= A Ag/z. 96500C
-legea a II-a a electrolizei, cere ne permite să calculăm masa de Cu depus.
m Ag/K Ag= m Cu/K Cu
 
Calcule
1)Masa de Ag depus=?
A Ag=108g/mol atom
Ag⁺ + 1 e^– = Ag⁰, n=1
K=108 Eg /96500 C/Eg
t secunde= 6 ore .3600 s
►m Ag= 108.(2,334.6.3600) /96500=56,42 g Ag

2) Masa de Cu depus, m Cu=?
A Cu=64 g/mol .atom
Cu²⁺ + 2e^– = Cu⁰, z=2 e^–
K Cu =A Cu/z.96500= 64/2.96500=32/96500
►56,42 g Ag/ (108: 96500)=m Cu/ (32:96500)
56,42 g/108=m Cu/32
m Cu=56,42.32/108=16,71 g
         R: 56,42 g Ag, 16,71 g Cu.
 
Problema 5. 50 g de CuSO₄.5H₂O se dizolvă în 500 g de apă. Soluția obținută se supune electrolizei, până la consumarea totală a CuSO₄. Se cer:

1. 1. • • 2. 2. 1. Concentrația procentuală a soluției de CuSO₄;
                2. Scrie ecuațiile reacțiilor chimice ce au loc la electroliză;
                3. Cantitatea de Cu depusă la catod;
                4. Cantitatea de electricitate consumată.

 
Ce trebuie să știm?
–noțiuni de preparare soluții procentuale din cristalohidrați, unde concentrația procentuală se referă la masa de substanță anhidră dizolvată, în soluție. În cazul nostru, se referă la masa de CuSO₄ dizolvat, pe care trebuie să-l calculăm din 50 g de CuSO₄.5H₂O
C% CuSO₄= md CuSO₄.100/ ms
ms=masa soluției= m CuSO₄.5H₂O+m apă solvent
SAU
ms= mCuSO₄+ mapă din 50 g cristalohidrat + m apă solvent
Nu știm md și ms!
-electroliza soluției apoase de CuSO₄.
-legea I a electrolizei:
m Cu depus la catod=K. Q
Unde:
m Cu depus= masa de Cu din CuSO₄, fiindcă se dă indicația, că toată cantitatea de  Cu adus de sare se depune. Nu sunt pierderi.
K=echivalentul electrochimic al Cu;
Q= cantitatea de electricitate consumată (C)
☺ Deci, trebuie să rezolvăm pe rând cerințele cu explicațiile de mai sus.
 
Rezolvare

1) Concentrația procentuală a soluției în CuSO₄=?
C%=md.100/ms
Pe rând, calculăm:
►md CuSO₄ este masa de CuSO₄ din 50 g de cristalohidrat, calculat cu regula de trei simplă, dintre masa moleculară și masa de substanță:
M CuSO_4..5H₂O= MCuSO₄+5MH₂O=160+90=250 g/mol
Deci:
Dacă în 250 g/mol CuSO₄.5H₂O…………….sunt…..160 g/mol CuSO₄
Atunci în 50g CuSO₄.5H₂O……………………sunt……md
md=50g.160g/mol/250g/mol=32 g CuSO₄
► ms= 50 g cristalohidrat + 500 g apă =550 g soluție
►C%=32 g CuSO₄.100/550 g =5,82%

2)Ecuațiile reacțiilor chimice la electroliza soluției apoase de CuSO₄ cu electrozi inerți sunt:
-disocierea electrochimică în prezența apei:
CuSO₄ aq = Cu²⁺ + SO₄^2-
2H₂O = H₃O⁺ + HO^–
-migrarea spre electrozi a ionilor:
La Anod, A(+): ionii HO^–, SO₄^2-
La catod, C(-): ionii: Cu²⁺, H₃O⁺
-reacții redox de descărcarea ionilor de sarcina electrică la electrozi, într-o anumită ordine impusă de potențialul lor de redox și de tensiunea curentului electric. Prima dată se descarcă ionii care cedează sau acceptă cel mai ușor electroni.
A(+) HO^– -1 e^–  = HO.  Oxidare
Ag. red 1        Ag ox.1
2.HO. = H₂O + ½ O₂↑
C(-) Cu²⁺ + 2 e^– (de la HO^–) = Cu⁰ metal↓
-reacția dintre ionii de H₃O⁺ și SO₄^2- rămași în soluție:
2H₃O⁺ + SO₄^2-  = H₂SO₄ + 2H₂O
►Reacția globală la electroliză este:
CuSO₄ + H₂O electroliză→ Cu↓ + ½ O₂↑ + H₂SO₄ 

3)masa de Cu depus la catod, X, se calculează astfel:
Dacă 160 g de CuSO₄………………au 64 g de Cu
Atunci 32 g de CuSO₄……………..au X
X=32.64/160=12,8 g Cu
m Cu depus=12,8 g

4) Cantitatea de electricitate consumată:
Q=m/K= m/Acu/z. F
Q=12,8 /(64:2).96500=12,8.96500/32=38600 C.
         R: a) 5,82%; c) 12,8 g; d) 38600 C.

Problema 6. 8 g alamă se dizolvă total în H₂SO₄ concentrat, la cald. Soluția se supune electrolizei. Pentru depunerea întregii cantități de cupru se consumă 4825 C. Calculează  compoziția procentuală a alamei, în procente masice.
 
Ce trebuie să știm?
♣Alama este un aliaj din Cu și Zn în diferite proporții;
-reacțiile H₂SO₄ concentrat cu Zn și Cu, la cald sunt:
2H₂S⁶⁺O₄ + Zn⁰ → Zn²⁺ SO₄ + S⁴⁺O₂↑ + H₂O
2H₂S⁶⁺O₄ + Cu⁰ → Cu²⁺SO₄ + S⁴⁺O₂ ↑ + H₂O
♣la electroliză, ionul de Cu(2+) suferă reacție de reducere și trece în Cu metalic, care se depune pe catod:
Cu²⁺ + 2e^– = Cu⁰    reducere
Ag.ox1         Ag red1

♣legea I a electrolizei, unde:
m Cu depus la electrod= K. Q, unde :
K=A Cu/z.96500, A Cu =64 g/mol atom, z=2 e^– primiți
Q= I.t
☺Precizarea este, că tot Cu din alamă se depune pe electrod.
♣ cum se calculează compoziția procentuală de masă și raportul de masă a unui amestec.

Rezolvare:
☺Calculăm prima dată masa de cupru depus la electrod, apoi, prin diferență calculăm masa de Zn din alamă și în final calculăm compoziția procentuală de masă, adică % de Cu și %de Zn din alamă.
a) Calculăm m Cu =? Aplicăm relația:
m Cu = K. Q
K= 64/2.96500=32/96.500
m = 32.4825 /96500=1,6 g Cu
b) Calculăm masa de Zn din 8 g alamă:
m alamă= m Cu + m Zn;
m Zn=m alamă-m Cu
m Zn= 8 g-1,6 g=6,4 g Zn
c) Calculăm compoziția procentuală de Cu și Zn din 8 g alamă:
% Cu din alamă= m Cu. 100%/m alamă
% Cu din alamă=1,6g.100%/8 g =20%
%Zn din alamă=6,4g.100%/ 8g=80%
Sau:
%Zn = 100%-20% Cu=80%
     R: 20% Cu, 80% Zn.

Problema 7 Din greșeală, un recipient care conține FeSO₄ a fost lăsat deschis. Pentru a stabili conținutul de FeSO₄ se cântărește o probă de 1 g care se aduce în soluție, în mediu acid. Pentru oxidarea întregii cantități de Fe²⁺, se consumă 10 mL soluție de KMnO₄ 0,1M. Calculează conținutul procentual, în procente masice, de FeSO₄ din recipient.

Ce trebuie să știm?
–între FeSO₄ și KMnO₄, în mediu acid de H₂SO₄ are loc o reacție chimică redox:
2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄  = 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O
Mn⁷⁺  + 5e^– → Mn²⁺    reducere  / .2
Ag.ox1          Ag red.1

Fe²⁺ – 1 e^– → Fe³⁺      oxidare   /.5
Ag.red2        Ag.ox2

–Permanganometria, este o metodă de analiză volumetrică(titrimetrică), în care titrantul este soluția de KMnO₄ în mediu puternic acid, când ionul MnO₄^– acceptă 5 e^– și trece în ionul Mn²⁺. Titrarea cu soluția de KMnO₄ se folosește în practica de laborator pentru analiza cantitativă a substanțelor care au caracter reducător.
-legea echivalenților chimici aplicată la analiza volumetrică:
nEg titrant = nEg substanță analizată, unde:
nEg =număr de Echivalenți gram, care se calculează din expresia matematică a concentrației normale:
–calcul stoechiometric al cantității de FeSO₄ pur, consumat de o cantitate de KMnO₄ adus de soluție
☺Deci, calculăm prima dată numărul de moli de KMnO₄ din 10 mL soluție 0,1M, care consumă un număr de moli de FeSO₄ și apoi masa  acestora (g), în final calculăm conținutul procentual de FeSO₄ din 1 g de probă.

Calcule:

a) Calculăm n moli KMnO₄ din 10 mL soluție 0,1 M =? , la care concentrația molară, CM=0,1M și volum soluție, Vs, este 10mL
CM =n moli KMnO₄ dizolvat/Vs
n moli KMnO₄ = 0,1 mol/L.10.10^-3 L=10^-3 mol
b)Calculăm n moli FeSO₄ consumat, X, de 10^-3 moli KMnO₄, cu un calcul stoechiometric la ecuația reacției chimice:
10^-3moliKMnO₄…..X
2KMnO₄            + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄  = 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O
2moli KMnO₄…10 moli FeSO₄
X = 10^-3.10 /2= 5.10^-3 moli FeSO₄
c) Masa de FeSO₄, g, pe care o au  5.10^-3 moli de  KMnO₄ se calculează astfel:
m FeSO₄ = n moli FeSO₄. M FeSO₄
m FeSO₄=5.10^-3.152=0,76 g
d) Conținutul procentual de FeSO₄ este:
% FeSO₄ = 0,76.100%/1 g =76 %

            R: 76% Fe

PROBLEME SIMPLE DESPRE CĂLDURA DE DIZOLVARE A SUBSTANȚELOR

Căldura  de dizolvare este căldura degajată sau absorbită la dizolvarea unui mol de solut într-o cantitate dată de solvent( un număr de moli de apă), pentru obținerea unei soluții de concentrație prestabilită.
La presiune constantă, căldura molară de dizolvare se numește entalpie molară de dizolvare,
∆ H dizolvare, cu unitatea de măsură:(kJ/mol, kcal/mol). Se măsoară o variație a cantității de energie a sistemului prin căldura schimbată cu mediul exterior la presiune constantă.
Convenția de semn pentru variația de entalpie molară de dizolvare și căldura de dizolvare(Q) este:
Q/n moli solut = -∆H (kJ)
Căldura de dizolvare se măsoară cu ajutorul calorimetrului.
Relația matematică pentru calcularea căldurii de dizolvare este:
Q=m.c.∆t
Unde:
Q=cantitatea de căldură degajată (kJ)
M=masa soluției din calorimetru (g)
C=capacitatea calorică a sistemului format din calorimetru și din soluția de NaOH. (J/g.grad)
C=c_s(capacitatea calorică a soluției)+c_c (capacitatea calorică a calorimetrului)
∆t=variația de temperatură, în timpul dizolvării. Este diferența de temperatură dintre temperatura finală(t_f) și temperatura inițială(t_i).
 Tabel 1, Călduri de dizolvare, kcal/mol de solut, în apă la 25 ⁰C

Substanța	Număr de  moli H2O	Entalpia de dizolvare ∆H0298 Kcal/mol
HCl	200	-17,74
CuSO4	800	-16,43
CuSO4 . 5H2O	795	+2,42
NH4NO3	200	+6,08

                    Din aceste exemple, deducem că sărurile hidratate și sărurile, care nu formează hidrați stabili au călduri de dizolvare pozitive, adică consumă căldură din dizolvare. Acizii care se combină cu apa, bazele și sărurile anhidre, care formează hidrați au călduri de dizolvare negative, adică se degajă căldură la dizolvare.
Procesul de dizolvare este influențat de următoarele interacțiuni:
-ruperea legăturilor chimice dintre particulele substanței dizolvate, care are loc cu absorbție de căldură, ∆H1, proces endoterm
– ruperea legăturilor chimice dintre particulele solventului, care are loc cu absorbție de căldură, ∆H2, proces endoterm
-interacțiuni între particulele de solvat-solvent, care are loc cu degajare de căldură, ∆H3, proces exoterm . Formarea de legături slabe între moleculele solvatului și ale solutului se numește solvatare.  Dacă solventul este apa, se numește hidratare.
Rezultă:
Căldura de dizolvare ∆H este suma:
∆H = ∆H1+∆H2+∆H3
Dizolvarea este în concluzie, un proces care are loc, din cauza formării de legături slabe între moleculele de solut și moleculele de solvent.

Exercițiul 1 Cuvinte cheie: căldura de dizolvare la KOH, Dizolvare exotermă
Într-un calorimetru ce conține 50 g de apă distilată la temperatura de 20 ⁰C se adaugă 2,8 g de KOH și se obține o soluție de o anumită concentrație procentuală. Temperatura crește la 23 ⁰C. a)Calculați căldura molară de dizolvare a KOH (∆H (kJ/mol). Căldura specifică a soluției este 1 cal/g.grad (4,184 J/g.grad). Se neglijează capacitatea calorică a calorimetrului. b) Concentrația procentuală a soluției de KOH din calorimetru.
 
Rezolvare

Ce trebuie să știm?

Relațiile matematice, pentru calcularea căldurii degajate la dizolvare, respectiv pentru calcularea  entalpiei molare de dizolvare a KOH sunt:
►Cantitatea de căldură Q, se calculează cu relația matematică:
Q=m. c. ∆t
m=masa soluției (g)
c soluție=căldura specifică a soluției; 1 cal/g.grad =4,18 J/g.grad
∆t= variația de temperatură =t final-t inițial
► Entalpia molară de dizolvare ∆H dizolvare KOH se calculează cu relația:
∆H dizolvare KOH= –Q/ n moli KOH (J/mol)

Fig.1 Dizolvarea  exotermă  a KOH în apă
Necunoscutele în această problemă sunt:

1. -masa soluției de KOH din calorimetru
2. -n moli KOH
3. -Q soluție (Q calorimetru)
4. -∆H dizolvare KOH
5. -concentrația procentuală de masă a soluției de KOH din calorimetru (c%)

 Calcule

1.Masa soluției de KOH din calorimetru (ms)=?

ms= m apă +m KOH=50g+2,8 g de KOH=52,8 g soluție KOH

2. Numărul de moli de KOH=?

n moli = masa KOH (g)/ M KOH g/mol
n moli = 2,8g/56 g/mol=0,05 moli

3. Q soluție=m soluție. c soluție. ∆t

Q soluție=52,8 g.4,184 J/g.grad.(23-20) grade C=662,75 J

4. ∆H-= – Q/n moli

∆H=- 662,75 J/0,05moli=13254, 9J/mol=1,325 kJ/mol

5. C% = md KOH.100/ms = 2,8g.100%/ 52,8 g=5,30%

R: 1,325 kJ/mol, 5,30%

Exercițiul 2  Cuvinte cheie: căldura de dizolvare a glucozei, dizolvare endotermă.
a)Să se calculeze efectul termic (căldura de dizolvare, kcal)) produs prin dizolvarea la 15 ⁰C, a 1,8 g de glucoză (C₆H₁₂O₆) în apă, știind că se obține o soluție cu concentrația de 9,10%.b) să se calculeze temperatura finală a soluției rezultate, dacă căldura ei specifică este 1 cal/g.grad. Se neglijează căldura specifică a calorimetrului.

Rezolvare

Ce trebuie să știm?
Relația  matematică dintre căldura de dizolvare (Q) și căldura molară de dizolvare (∆H diz, kcal/mol) a unui mol de C₆H₁₂O₆ :
Q=-n. ∆H diz = m soluție (g). căldura specifică soluție (cal/g.grad). ∆t (grade C)
∆t= t final-inițial

Date cunoscute și necunoscute:
-Substanța dizolvată=glucoza; masa dizolvată de glucoză=1,8 g
-Solvent=apa; masa apă =?=X (g)
-Soluția formată=soluție de glucoză →concentrație procentuală=9,10% C₆H₁₂O₆
                                                         →procentul de apă din soluție=100%-9,10% C₆H₁₂O₆
                                                        →masa soluției=?=Y (g)
-Masa soluției (g)= md C₆H₁₂O₆ + m apă
-Concentrația procentuală a soluției de glucoză este:
-C%= md C₆H₁₂O₆.100%/ m soluție
-Căldura molară de dizolvare la glucoză se ia din tabele și este:
-∆H dizolvare C₆H₁₂O₆ pentru raportul molar: 1mol glucoză la  100 moli apă, la 15 grade C=+2,25 kcal/mol, dizolvarea glucozei este endotermă.  
-Temperatura inițială, este temperatura apei (t in)=15  ⁰C
-Temperatura finală, după terminarea procesului de dizolvare a glucozei=tf=?
-Căldura specifică a soluției de glucoză de 9,10%=1 cal/g.grad
-Masa moleculară C₆H₁₂O₆=180 g/mol
-Masa moleculară la H₂O=1 cal/g.grad
-Cantitatea de căldură absorbită din mediul exterior la dizolvarea C₆H₁₂O₆=Q=?

Etape de calcul          ◊◊◊
♠1)Verificăm dacă în soluția cu 1,8 g de C₆H₁₂O₆ și concentrația procentuală 9,10% de C₆H₁₂O₆, există raportul molar 1 mol C₆H₁₂O₆:100 moli H₂O  →♠ 2) Dacă da, utilizăm ∆H dizolvare =+2,25 kcal/mol pentru a calcula Q →♠ 3) din relația de calcul Q, cunoscând m soluție, c soluție,  t in, vom calculăm t fin (grade C).

Calcule:

1.Raportul molar din soluția dată de glucoză:

Dacă 9,10% C₆H₁₂O₆…………….corespunde ………….la… 90,9 % H₂O
Atunci 1,8 g C₆H₁₂O₆…………….corespund…………..la X(g) H₂O
X=1,8g.90,9%/9,10%=17,98 g H₂O aprox.18 g
N moli C₆H₁₂O₆ = 1,8 g/180 g/mol=0,01 moli
N moli H₂O  = 17,98 g/18 g/mol=aprox.1 mol
Raportul molar: moli  C₆H₁₂O₆ : moli H₂O= 0,01: 1/ : 0,01
Rezultă: 1:100. Putem folosi valoarea căldurii molare de dizolvare din tabel, +2,25 kcal/mol

2.Calculăm căldura de dizolvare Q a glucozei cu relația:

Q=- n  moli C₆H₁₂O₆. ∆H dizolvare
Q=-(0,01 moli.(+2,25 kcal/mol)= -0,0225 kcal

3.Calculăm temperatura finală, t fin, din relația:

Q= m soluție. c soluție .∆t,     ∆t=t fin-t in
m soluție =Y=1,8 g de C₆H₁₂O₆ + 18 g de H₂O=19,8 g soluție
Rezultă:
Q=-0,0225.1000 cal=19,8 g .1 cal/g.grad .∆t
∆t=-22,5 grad / 19,8=-1,136, aprox.-1,14 grade C
∆t=-1,14 grade C=t fin-15 grade C
t fin = 15 grade C-1,14 grade C=13,86 grade C

R: Q=-22,5 cal; t fin=13,86 grade C.

PROBLEME DE LA CONCURSURI NATIONALE

Sunt rezolvãri ale unor probleme de chimie, date la titularizare şi bacalaureat şi care se adreseazã celor interesaţi. Varianta de rezolvare este punctul meu de vedere şi nu anuleazã metodele dobândite de ei. Este doar dorinţa de a ajuta – dacã m-ar întreba cineva:”- De ce faci aceasta?”
Când cineva din familie trece prin aceste concursuri, înţelegi ce se întâmplã.

Sper sã ajute.

https://chimieanorganica.wordpress.com/probleme-de-la-concursurile-nationale/

CALCULE STOECHIOMETRICE CU ECUAȚII CHIMICE REDOX

Bibliografie:

Reactii redox, problema 29

Daniela Bogdan, Probleme de chimie, Culegere pentru clasa a IX-a, Editura Mistral Info media

***

Peste 23,14 g aliaj Au-Cu se adaugă 59 mL soluție HNO₃, 63% (ρ=1,39 g/mL) și 5 mL soluție HCl 36,5% (ρ=1,2 g/mL).  Determinați:

a) compoziția procentuală a aliajului (cu 2 zecimale); b)dacă, acizii se consumă total.

Etape de calcul

► identificăm:

– avem amestecul de acizi HNO₃ și HCl, care poate fi în proporția de: 3moli HCl: 1mol HNO₃

– metalul Au reacționează cu apa regală, se dizolvă în aceasta cu formare de AuCl₃

-metalul Cu reacționează cu acizii oxidanți, deci va reacționa cu HNO₃

►scriem cele două reacții chimice redox, ce au loc între metalele Au și Cu și acizii HNO₃ și HCl:

r1) reacția dintre Au cu apa regală ( 3 parti HCl și o parte HNO₃

Au (s) + (3HCl(aq) + HNO₃(aq))→ AuCl₃ (aq)+ NO(g)↑ + 2 H₂O (l)

Au⁰  – 3 e^– → Au³⁺     reacție de oxidare ;

Au metal este agent reducător

N⁵⁺  + 3 e^– → N²⁺      reacție de reducere;

HNO₃ , care conține N⁵⁺  este agent oxidant

r2)*** reactia Cu cu HNO₃

3Cu(s) + 8HNO₃ (aq) → 3Cu(NO₃)₂ (aq) + 2NO (g)↑ + 4H₂O(l)

NO + 1/2 O2 = NO2

Cu⁰  – 2 e^–→  Cu²⁺  reacție de oxidare

Cu⁰ este agent reducător

N⁵⁺ + 3 e^– → N²⁺  reacție de reducere

HNO₃, care conține N⁵⁺ este agent oxidant

a) Calcule pentru determinarea compoziției procentuale a aliajului Au-Cu

►calculăm masa de HCl dizolvat în 5 mL soluție de concentrație procentuală 36,5% și densitate de 1,2 g/mL:

C% HCl= md HCl .100 / ms  

*md HCl = C% .ms/100 %

ρ  soluție HCl = ms / Vs

*ms= Vs. ρ s

Rezultă:

md HCl =C% HCl . Vs HCl .ρs HCl / 100%

 md HCl = 36,5%. 5mL . 1,2g. mL^-1 / 100% =2,19 g HCl

►calculăm masa de HNO₃ dizolvat în 59 mL soluție de concentrație procentuală 63% și densitatea de 1,39 g/mL, cu expresia matematică:

md HNO₃ = C% HNO₃.Vs HNO₃ . ρs HNO₃ / 100%

md HNO₃ =63%.59 mL . 1,39 g.mL^-1 / 100% = 51,66 g HNO₃

► calculăm masa de Au (x, g) consumată stoechiometric de 2,19 g de HCl, cu ecuația chimică (r1). Cantitatea de HCl este mai mică decât cantitatea de HNO₃ și se vor începe calculele cu aceasta ( 2,19 g HCl).

A Au=197 (g / mol atom)

M HCl= 36,5 g/mol

x (g)………….2,19 g

Au (s) + (3HCl(aq) + HNO₃(aq))→ AuCl₃ (aq)+ NO(g)↑ 2 H₂O (l)

197…………3.36,5

x (g) Au = 197.2,19 g/ 3.36,5= 3,94 g Au

► calculăm masa de Cu din 23,14 g de aliaj Au-Cu

m aliaj = m Au + m Cu

m Cu= m aliaj-m Au=23,14–3,94=19,2 g

►calculăm compoziția procentuală a aliajului:

% Au = m Au.100%/m aliaj = 3,94g.100%/ 23,14g=17,03%

% Cu=m Cu.100%/ m aliaj=(100%-%Au)=19,2 g.100%/ 23,14g=82,97 %

R: 17,03% Au; 82,97% Cu

b) Calcule pentru determinarea, dacă 51,66 g de HNO₃ se consumă total.

►  calculăm masa de HNO₃ existentă în apa regală, cu 2,19 g de HCl:

M HNO₃ = 63g/mol; M HCl=36,5 g/mol

1mol HNO₃.63 g/mol……….corespunde la 3 mol HCl . 36,5 g/mol

y, g, HNO₃………………………corespund la 2,19 g HCl

y, g, HNO₃= 63g .2,19g/ 3.36,5 g=1,26 g HNO₃

► calculăm masa de HNO₃ (z), consumată stoechiometric de 19,2 g de Cu, în reacția chimică r2:

A Cu= 64 g/mol

19,2 g……….z,g HNO₃

3Cu(s) +   8HNO₃ (aq)  → 3Cu(NO₃)₂ (aq) + 2NO (g)↑ + 4H₂O(l)

3.64 ………..8.63

z (g) HNO₃ = 19,2 g. 8.63/3.64=50,40 g

► verificăm, dacă suma dintre cantitățile de HNO₃, calculate mai sus – y și z, este egală cu 51,66 g HNO₃ introdus în reacție.

y + z = 1,26 g HNO₃+50,40g HNO₃=51,66 g

Suma este egală cu 51,66 g de HNO₃ introdus inițial, deci HNO₃ se consumă total.

R: HCl și HNO₃ se consumă total.

TITRUL ÎN RAPORT CU SUBSTANȚA DE DETERMINAT

Este un punct de vedere personal. Nu contrazic alte variante de rezolvare.

NOȚIUNI

►NOTAȚII

• B=soluția reactiv, de concentrație cunoscută, numită și soluție titrată, titrant
• A=substanța de analizat, pură

►Ecuația chimică generală,dintre titrant și substanța de analizat este:
B (titrant) + A (substanța de analizat, dozat)=C (produși de reacție)

►Conceptul de TITRU ÎN RAPORT CU SUBSTANȚA DE ANALIZAT, A UNEI SUBSTANȚE REACTIV FOLOSITĂ LA TITRARE

• notare: T B/ A,(g/mL);unde linia / semnifică:raportat,în raport cu ceva, cineva
• definim titrul soluției titrant B, în raport cu substanța de analizat,A,  ”T B/A”, numărul care arată cantitatea din substanța de analizat, A, exprimată în grame, echivalentă cu cantitatea de titrant B, care se află în 1 mL soluție de titrant, B.
  (adică:  numărul de echivalenți gram de B din 1 mL soluție B= numărul de echivalenți gram de A)

► Relația matematică pentru calcularea lui T B/ A,când se cunoaște T B
T B/A=(T B (g/mL). Eg A)/Eg B
Eg B=echivalent gram al titrantului B
Eg A=echivalent gram al substanței de analizat
Eg B și E g A se calculează cu regulile învățate, când substanța participă la reacții de neutralizare și redox.

• EXERCIȚII REZOLVATE PENTRU PATRU TIPURI DE REACȚII CHIMICE

• ÎNTÂLNITE ÎN ANALIZA VOLUMETRICĂ

TIPURI DE REACȚII CHIMICE ÎN ANALIZA VOLUMETRICĂ

Reacția de neutralizare
Reacția de oxido-reducere (redox)
Reacția de precipitare
Reacția de complexare

DEMONSTRAREA RELAȚIEI MATEMATICE PENTRU CALCULAREA LUI T B/A

 
O soluție de NaOH are titrul egal cu 0,043522 g/mL. Să se calculeze titrul acestei soluții în raport cu HCl, T NaOH/ HCl. .

Rezolvare

Notăm:
HCl=substanța de analizat,A
NaOH = titrant,B
T B/A=T NaOH/HCl=titrul soluției de NaOH în raport cu HCl
Știm:
►Titrul soluției de NaOH=T NaOH=0,043522 g/mL
►între NaOH și HCl are loc o reacție de neutralizare:
NaOH+HCl=NaCl+H2O
►Cum se aplică conceptul de ”T B/ A,(g/mL)” la problema de față?
-Prima dată, trebuie să calculăm câți Echivalenți gram de HCl corespund la numărul de Eg de NaOH din 1 mL soluție de NaOH cu titrul de 0,043522(g/mL)!

---

nEg NaOH din 1 mL soluție = nEg HCl

---

–Apoi, vom calcula cantitatea de HCl (g) din 1 mL, din numărul de echivalenți gram de HCl!
Această cantitate de HCl g/mL este T NaOH/HCl
►Ce este echivalentul gram?
Eg NaOH=echivalentul gram NaOH
Eg NaOH=Masa moleculară NaOH/număr de grupări OH
Eg NaOH=M NaOH(g/mol)/1=M NaOH=40
Eg HCl=echivalentul gram HCl
Eg HCl=Masa moleculară HCl/număr de protoni cedați H (+)
Eg HCl=M HCl/1=M HCl=36,5
Nu știm și trebuie să calculăm:
-cantitatea de NaOH (g) din 1 mL soluție=m NaOH=?,g
-nEg NaOH=?
-nEg HCl=?
-cantitatea de HCl  echivalentă=? g/mL
-T HCl/NaOH=?(g/mL)

Calcule. Etape:
►m NaOH o calculăm din titrul, T NaOH (g/mL), cu definiția lui
Potrivit definiției titrului:
1mL soluție NaOH are 0,043522 g NaOH dizolvat.
►n Eg NaOH=m NaOH/M NaOH
n Eg NaOH=0,043522 g/ 40(g/mol)=0,0010881/1 mL soluție de NaOH
►nEg HCl este egal cu nEg NaOH/1mL
Rezultă că:nEg HCl=0,0010881
►m HCl/1mL=?
m HCl=nEg HCl.Eg HCl
m HCl=0,0010881.36,5=0,039713 g

---

Formula de calcul ♠
T B/A=(T B (g/mL). Eg A)/Eg B
T NaOH/HCl/=(0,043522 g/mL.36,5)/40=0,039713 g/mL

TIP REACȚIA DE NEUTRALIZARE

Titrul unei soluții de Na2B4O7. 10 H2O este 0,019069 g/mL. Să se calculeze titrul acestei soluții în raport cu HCl, T Na2B4O7. 10 H2O/HCl.

****
În analiza volumetrică bazată pe reacții de neutralizare, boraxul (Na₂B₄O_7. 10 H₂O) este o substanță etalon, care formează soluții de concentrație exactă, numite și etalon.
Factorul soluției de HCl, de concentrație aproximativă 0,1 N, se determină prin titrare cu soluția 0,1 N de Na₂B₄O_7. 10 H₂O, în prezența indicatorului acido-bazic metiloranj sau roșu de metil.

Rezolvare
Notăm astfel:
HCl=substanța de analizat,A
Na₂B₄O_7. 10 H₂O=titrant,B
T B/A=T Na₂B₄O_7. 10 H₂O/HCl=titrul soluției de Na₂B₄O_7. 10 H₂O în raport cu HCl
Știm:
►Titrul soluției de Na₂B₄O_7. 10 H₂O=T Na₂B₄O_7. 10 H₂O=0,019069 g/mL
►Reacțiile chimice din timpul titrării sunt:

a)reacția de hidroliza bazică a Na2B4O7  în soluție apoasă:

Na₂B₄O₇   + 7 H₂O ↔ 2 NaOH + 4 H₃BO₃

1mol de Na2B4O7 produce 2 moli de NaOH, bază tare.
H₃BO₃ este un acid slab, la care Ka este 6,0.10^-10 și nu va influența semnificativ rezultatele titrării.
b)reacția de neutralizare dintre cei 2 moli de NaOH formați cu HCl, existent în  paharul Erlenmayer:
2NaOH+2HCl→2NaCl+2H2O
⇒  Reacția globală din timpul titrării este:

Na₂B₄O₇ + 2 HCl  + 5 H₂O→  2NaCl + 4 H₃BO₃
►Punctul de echivalență este dat de virajul culorii indicatorului acido-bazic, metiloranj, în acest caz.
► La punctul de echivalență:
număr Eg de Na2B4O7 =număr de Eg de H3BO3
Eg=echivalent gram
Eg la Na2B4O7=190,686
Eg la HCl=36,458

Calcul T Na2B4O7/HCl cu expresia matematică
T B/A=(T B(g/mL).Eg A )/Eg B
T Na₂B₄O₇ / HCl =0,019069 g/mL.36,458/190,686=0,003646  g/mL aprox

R:  T Na₂B₄O₇ / HCl =0,003646 g/mL

TIP REACȚIA DE PRECIPITARE

Câte grame de clor se găsesc într-o soluție de NaCl, dacă la titrarea s-au consumat 19,95 mL soluție de AgNO₃, , la care titrul T AgNO3/Cl=0,03640 g/mL. Dozarea clorurii de sodiu are loc cu metoda MOHR, indicator al punctului de echivalență este cromatul de potasiu,soluție.

Rezolvare
Notăm astfel:
-ionul de Cl(-),din NaCl=ionul de analizat,A
-masa de Cl(-)=?(g) X (g)
AgNO₃,=titrant,B
T B/A= T AgNO₃, /Cl(-)=titrul soluției de AgNO₃, în raport cu ionul de  Cl(-)
Știm:
► T AgNO₃, /Cl=0,03640 g/mL
► Volumul soluției de AgNO₃, =Vs AgNO₃, =19,95 mL
►Metoda Mohr se bazează pe următoarele reacții chimice:
-reacția de titrare:
Ag⁺(reactiv)+Cl^–(substanța de analizat) ↔  AgCl↓ alb
-reacția de indicare, pE:
2 Ag⁺  + CrO₄^2-  ↔  Ag₂ CrO₄ ↓ roșu
Ks AgCl=1,8 .10^-10
Ks Ag₂CrO₄ =8,2.10^-12
►Eg AgNO₃ =M AgNO3=169,875
►Eg Cl(-) =35,457

Etape de calcul
☺calculăm titrul de  Ag(+ ) cu expresia matematică:
T B/A=(T B (g/mL).E g A )/Eg B
T AgNO₃/Cl  =T AgNO₃.Eg Cl (-)/Eg AgNO3
0,03640 g/mL =TAgNO₃.35,457/169,875
0,03640 g/mL . 169,875=T AgNO₃35,457
T AgNO₃=6,18345 g/mL/35,457=0,174393 g/mL
☺calculăm masa de AgNO₃  grame din 19,95 mL soluție AgNO₃
m AgNO₃=T AgNO₃.Vs de AgNO₃=0,174393 g/mL.19,95=3,47913887 g≈3,4791g
☺calculăm masa de Cl(-), X (g), cu legea echivalenților:
nEg AgNO₃=nEg Cl(-)
m AgNO₃/Eg AAgNO₃=X/Eg Cl(-)
3,4791g/169,875=X/35,457
3,4791.35,457=X.169,875
X=0,72617≈0,7262 g de ion Cl(-)
Rezultă că:

R:   0,7262 g de ion Cl(-)

TIP REACȚIA REDOX

Din 0,7120 g cristalohidrat de oxalat de amoniu se prepară într-un balon cotat 200 mL soluție. Pentru titrarea a 25 mL din această soluție sunt necesari 18,90 mL soluție de KMnO₄, mediu puternic acid, de H₂SO_4.Să se calculeze T KMnO₄/Fe²⁺, pentru titrarea în mediu acid.(titrul soluției de KMnO4, în raport cu Fe²⁺).

Rezolvare
Explicație
a)Avem o soluție de KMnO₄, de o anumită concentrație necunoscută, exprimată sub formă de titru (g/mL), care titrează o soluție de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O, de volum și concentrație cunoscută (sau număr de echivalenți).În timpul titrării are loc reacția chimică redox dintre C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O  cu KMnO₄ în mediu acid. Indicator al punctului de echivalență este chiar soluția de KMnO4.

Forma ionică a ecuației chimice este compusă din semireacțiile de:
–reducere:
(Mn⁷⁺ O₄ ^2-)^–  + 5 e^– +8 H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O  / .2
KMnO₄= agent oxidant            Mn²⁺= agent reducător
–oxidare:
(O₂^2- C³⁺ – C³⁺ O₂^2-  )^2-  – 2 e^–  → 2 C⁴⁺ O₂^2- / .5
C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O=agent reducător;  CO₂= agent oxidant
număr de e- cedați=număr de e- acceptați
►2MnO₄^2-  + 10e- + 16 H⁺ + 5C₂O₄^2- -10 e^– → 2Mn²⁺ +8 H₂O + 10 CO₂
Ecuația chimică a reacției chimice este:

***
2KMnO₄ +8 H₂SO₄ + 5C₂O₄ (NH₄)₂ → 2MnSO₄+K₂SO₄+5(NH₄)₂SO₄+8 H₂O+10 CO₂

b) Aceeași, soluție de KMNO4, cu titrul calculat mai sus, titrează o soluție ce conține ionul Fe(2+), în mediu acid. În timpul titrării are loc reacția chimică redox dintre ionul Fe(2+)  cu KMnO4 în mediu acid.
Ecuația ionică forma redusă este:
5Fe²⁺ + Mn⁵⁺O₄^2- + 8H⁺ ↔ Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4H₂O

Fe2+=agent reducător
KMnO4=agent oxidant

Baza calculării T KMnO₄/Fe
▼Se aplică relația matematică:
T KMnO₄/Fe²⁺ =T KMnO₄.Eg Fe²⁺ /Eg KMnO₄
unde:
♠T KMnO₄=titrul soluției de KMnO₄ (g/mL),care reacționează cu  C2O4(NH4)2.2H2O, adus de 25 mL soluție, extrasă din balonul cotat, unde s-au dizolvat 0,7120 g de C2O4(NH4)2.2H2O.
♠Eg Fe²⁺ =echivalentul gram al ionului Fe²⁺ în reacția chimică redox cu KMnO4
♠Eg KMnO4=echivalentul gram al KMnO4, în reacția chimică redox cu Fe²⁺  și C2O4(NH4)2.2H2O,  în mediu acid
▼
T KMnO4  se calculează cu ajutorul legii echivalenților pentru reacția chimică cu C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O, și a relației matematice pentru Titru:
n Eg KMnO4=nEg C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O
T  =md  KMnO4(g)/Vs(mL)
unde:
nEg KMnO4=număr de Eg de KMnO4
nEg C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O=număr de Eg de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O

Etape de calcul
♫ Notăm cu:
X=masa de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O  din 25 mL soluție, care se va titra
Y=masa de KMnO4 consumat în reacție de,X, g de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O
► calculăm masa de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O, X,   din 25 mL soluție, dacă în 200 mL soluție se dizolvă 0,7120 g de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O  , cu regula de trei simplă.
dacă în 200 mL soluție………….sunt…….. 0,7120 g de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O  dizolvat
atunci în 25 mL soluție…………….sunt……….X, g,
X=25 mL.0,7120 g/200 mL=0,7120/4=0,1780 g de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O
►calculăm masa de KMnO4,Y, consumat în reacția redox de 0,1780 g de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O, cu legea echivalenților:
n Eg KMnO4=nEgC₂O₄(NH₄)₂.2H₂O
unde:
nEg de KMnO4=masa de KMnO4/E KMnO4  pentru reacția redox
Eg KMnO4=M KMnO4 /număr de e- acceptați=158 g/mol /5=31,6
►n Eg  KMnO4=X/31,6
***
nEg de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O=masa C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O/Eg C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O
masa de C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O=0,1780 g
Eg C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O=M C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O/ 2.1 e- cedați
M C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O=2.A C+4.AO+2.A N+8.A H+2.M H2O=142 g/mol
Eg C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O=142/2=71
2=număr de C(3+),care cedează fiecare câte 1 e-
►n Eg  C₂O₄(NH₄)₂.2H₂O =0,1780  /71
Rezultă din legea echivalenților:
X/31,6=0,1780/71
X=31,6.1,253.10^-3
m KMnO₄=X=31,6.1,253.10^-3 g
►calculăm T KMnO₄:
T KMnO₄=md KMnO₄/Vs KMnO4=31,6.1,253.10^-3 g/18,9mL
= 31,6.0,06629.10^-3 (g/mL)
►calculăm T KMnO₄/Fe²⁺ cu expresia matematică:
T KMnO₄/Fe²⁺ =T KMnO₄.Eg Fe²⁺ /Eg KMnO₄
Eg Fe²⁺ =A Fe²⁺ /număr de electroni cedați
Eg Fe²⁺ =56/1=56
T KMnO₄/Fe²⁺ =31,6.0,06629.10^-3 (g/mL).56/31,6=3,712592.10^-3
►T KMnO₄/Fe²⁺ =0,0037126

R:0,0037126

TIP REACȚIA DE COMPLEXARE

Determinarea halogenurilor solubile cu Hg(NO₃)₂   – Mercurimetria

Mercurimetria include metode titrimetrice, bazate pe formarea unor combinații complexe dintre (Hg(NO3)2 titrant și ionii de analizat, precum Cl-, Br-, I-, SCN-.
Un indicator al punctului de echivalență poate fi difenilcarbazona (pH =3,2-3,3), împreună cu bromofenol, pentru a regla pH-ul și care cu Hg2+. Se formează un complex, de culoare violet. Se lucrează la pH acid (adăugare de HNO3), pentru evitarea hidrolizei Hg2+.
Factorul de corecție al concentrației soluției de Hg(NO₃)₂   se stabilește prin titrare cu o soluție titrofixă de NaCl.

DOZAREA IODURII DE POTASIU PRIN TITRARE CU SOLUȚIE DE AZOTAT DE MERCUR

20 mL de soluție ce conține KI se titrează cu 15,5mL soluție de Hg(NO3)2, 0,1 M, cu factorul de corecție pentru concentrație, F=1,0081.a)Scrieți reacțiile chimice, ce au loc în timpul titrării; b)Calculați T KI (g/mL);c) Determinați T Hg(NO₃)₂  /KI.

Rezolvare

a) Au loc următoarele reacții chimice:
Reacțiile chimice sunt complexe, dar pentru calcule analitice se acceptă următoarele.
momentul 1:până la pE: exces de KI
În paharul de titrare, există:
-ioni de I^– și de K⁺ neconsumați din soluția de analizat;
-precipitatul HgI₂, de culoare roșie, instabil în exces de ioni I(-),fiindcă suferă reacții de complexare;
complexul [HgI₄ ]^2-.  Se admite existența unor complecși inferiori instabili.
Hg(NO₃)₂  +2KI=HgI2↓+2KNO3
HgI₂↓ +2 KI =K₂ ⁺ [HgI₄ ]^2-

moment 2: la pE
Ionii de I- s-au consumat și există ionul complex [HgI₄ ]^2-.
Este valabilă legea echivalenților:
nEg KI=nEg de Hg(NO₃)₂  
moment 3, peste pE; este exces de Hg(NO₃)₂ .
Dacă se adaugă din biuretă Hg(NO₃)₂ ,complexul [HgI₄ ]^2- este descompus, cu formarea precipitatului HgI₂:
[HgI₄ ]^2-+ Hg2+ ↔ 2HgI₂   precipitat
Titrarea se oprește la apariția precipitatului HgI2,de culoare roșie.

b) Titrul, T al soluției KI,dacă volumul soluției este 20 mL
b1) Explicații
Se aplică relația matematică:
T KI=md KI/Vs (g/mL)
unde:
md KI=masa dizolvată de KI (g) în 20 mL
Vs= volumul soluției de KI=20 mL
► Nu știm md KI și se calculează cu legea echivalenților, la momentul punctului de echivalență, de la titrarea cu Hg(NO3)2:
nEg de KI=nEg de Hg(NO₃)₂  
nEg=număr de echivalenți gram de Ki, respectiv Hg(NO₃)₂  
nEg=md/Eg
Eg KI și respectiv Eg Hg(NO₃)₂   se calculează cu expresia matematică pentru săruri, când nu participă, la reacții redox:
Eg KI=M KI/număr de K(metal).valența K
Eg Hg(NO₃)₂  = M Hg(NO₃)₂  / număr de Hg(metal).valența Hg
………………………………………………………………………………………………
b2) Etape de calcul
►Calcul de md de Hg(NO₃)₂   (g) din 15,5 mL soluție de concentrație molară 0,1 M și F=1,0081, astfel:
C M=md Hg(NO₃)₂  /M Hg(NO₃)₂  .Vs.F (mol/L)
M Hg(NO₃)₂  =A Hg + 2.AN + 6.A O=201+2.14+6.16=201+28+96=325g/mol
Rezultă:
0,1 mol/L=md/325g/mol.15,5.10exp-3L.1,0081
md Hg(NO₃)₂  =0,1.325g.15,5.10exp-3.1,0081=0,5078 g
► Calcul Eg de Hg(NO₃)₂  
Eg Hg(NO₃)₂  =M Hg(NO₃)₂  /2.1=325/2=162,5 g
► Calcul nEg de KI, din legea echivalenților:
nEg KI=nEg Hg(NO₃)₂  =0,5078/162,5=3,1249.10exp-3
► Calcul md de KI (g)
md KI=nEg KI.Eg KI
Eg KI=M KI/1.1= M KI=A K+ A I=39+127=166g
Rezultă:
md KI=3,1249.10-exp3 .166=0,5187 g
► Calcul T KI (g/mL)
T KI=0,5187g/20 mL=0,02594 g/mL
R: 0,02594 g/mL
*******************************************
c) Calcul T Hg(NO₃)₂  /KI
Explicații
c1) Se aplică relația matematică:
T Hg(NO₃)₂  /KI=T Hg(NO₃)₂  . Eg KI/Eg Hg(NO₃)₂  
unde:
T Hg(NO₃)₂  =titrul soluției de Hg(NO₃)₂   (g/mL)
Eg Hg(NO₃)₂  =echivalentul gram Hg(NO₃)₂  
Eg KI=echivalentul gram la KI
c2) Se calculează Hg(NO₃)₂   astfel:
T Hg(NO₃)₂  =md Hg(NO3)2/Vs (g/mL)
T Hg(NO₃)₂  =0,5187 g/20 mL=0,025935 aprox 0,0259 g/mL
Rezultă:
T Hg(NO₃)₂  /KI=0,0259 g/mL.166/162,5 g=0,02646 g/mL

R: 0,02646 g/mL

BIBLIOGRAFIE
1.Conf. Dr. Maria Mitrănescu, Curs de Chimie Analitică cantitativă, Institutul Politehnic ”Traian Vuia”, Timișoara, 1979
2. https://chimieanalytique.com/mercurimetrie/
3.https://images.app.goo.gl/xK2nrCgZFyQpPr5Q6
4. https://www.youtube.com/watch?v=FVmKKqce_Qg

OPERATII DE BAZĂ ÎN LABORATORUL DE CHIMIE ANALITICĂ-FIȘE DE LUCRU

FIȘA DE AUTOEVALUARE DIN ”USTENSILE UZUALE DIN LABORATORUL

DE ANALIZE FIZICO-CHIMICE”

https://www.liveworksheets.com/ng1195230ti

Vă prezint acest instrument de autoevaluare, care vă ajută să identificați ustensilele din cadrul analizelor chimice calitative și cantitative, respectiv din cadrul analizelor instrumentale.
Am folosit programa școlară, pentru calificarea Tehnician în Chimie Industrială, clasa a XII-a liceu tehnologic, numărul Anexa 4121/13.06.2016. Este o părere personală.

Bibliografie:

1. Daniela Stănescu, Ana Rus; Ruxandra Lixandru, Constanța Pătrulescu, Luminița Bertalan, Miruna Miteanu, Instrumente și tehnici de laborator, clasa a X-a Liceu Tehnologic, profilul: Resurse naturale și protecția mediului, Editura LVS, an 2005
2. https://muhaz.org/fis-de-documentare.html
3. https://www.academia.edu/9782090/USTENSILE_DE_LABORATOR?auto=download
4. https://dokumen.tips/documents/ganescu-ion-lucrari-de-laborator-de-chimie-generalapdf.html

USTENSILE-LABORATOR-UZUALE

MODULUL: OPERAŢII DE BAZĂ ÎN LABORATOR (clasa a -XI -a)

CICLUL SUPERIOR AL LICEULUI TEHNOLOGIC
DOMENIUL: PROTECȚIA MEDIULUI
CALIFICAREA: TEHNICIAN ECOLOG SI PROTECTIA CALITATII MEDIULUI
Acest material a fost elaborat prin finanțare Phare în proiectul de Dezvoltare instituțională a sistemului de învățământ profesional și tehnic
Noiembrie 2008

AUTORI
Prof. BOCHIS CARMEN ADRIANA  – Colegiul Tehnic de Construcții si Protecția Mediului ARAD.
Prof. Ing. MICALACIAN LUCICA -Colegiul Tehnic de Construcții si Protecția Mediului ARAD.
Prof. SARB IOAN – Colegiul Tehnic de Construcție si Protecția Mediului ARAD.

☺
Vă recomand acest curs, cu încredere!

MODULUL: OPERAŢII DE BAZĂ ÎN LABORATOR (clasa a -XI -a)Operatii de baza in laborator

REBUS APARATE ȘI PRINCIPII DE BAZA ÎN METODELE DE ANALIZĂ INSTRUMENTALĂ

Celor interesați, le propun acest rebus, pentru recunoașterea unor aparate, respectiv a unor principii din Analiza Instrumentală. Este un punct de vedere personal. În imaginea de mai jos, vedeți o frântură din rebus.
Link-ul de accesare este:
https://crosswordlabs.com/embed/principiu-ustensile-din-analiza-instrumentala-clasa-a-xii-liceu

TRATAREA STATISTICĂ A DATELOR ANALITICE ÎN CHIMIA ANALITICĂ

Sunt probleme rezolvate despre aplicarea testelor statistice: t (STUDENT); F; chi pătrat, Q, în aprecierea rezultatelor unor analize chimice ale aceleași mărimi.

CHIMIE ANORGANICA MODELE DE EXERCITII

CRITERII DE ELIMINARE_PRELUCRAREA STATISTICĂ A DATELOR EXPERIMENTALE

După, obținerea rezultatului unei analize chimice cantitative apare și întrebarea:” este acesta sau nu sigur și acceptabil ?”.
Vă propun următoarele criterii statistice de eliminare valori îndoielnice de la măsurarea unei mărimi fizico-chimice, precum:

• testul t Student;
• raportul X/s;
• testul F (Fisher)
• testul Anova
• criteriul Q (Dixon)

 Este o părere personală, vreau să ajut la înțelegerea acestor calcule de eliminare a datelor, care nu sunt sigure. Nu contrazic pe nimeni.

EVALUAREA MATEMATICĂ A ERORILOR DIN DETERMINĂRILE EXPERIMENTALE, PRIN CRITERIUL DE ELIMINARE, RAPORTUL X/s

-problemă rezolvată- 7 iulie 2020

 Argument
Celor interesați, le ofer acest model de prelucrarea statistică a datelor analitice, când se pune problema să fie respinsă o măsurătoare, dintr-o serie de măsurători, pentru aceeași mărime fizică sau chimică. Nu vreau să fiu judecată, de o abordare simplistă.7

APRECIEREA UNEI METODE DE ANALIZĂ DUPĂ REZULTATELE OBȚINUTE PE ACEEAȘI PROBĂ PRIN TESTUL…

Vezi articolul original 632 de cuvinte mai mult

EROAREA ABSOLUTĂ ȘI INCERTITUDINEA