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.

Reclame

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/

SUGESTII PENTRU STABILIREA NUMERELOR DE OXIDARE (N.O)

CHIMIE ANORGANICA MEDITATII

☺Există la ora actuală, multă informație despre numărul de oxidare (N.O). În acest material prezint exerciții rezolvate, pentru calcularea N.O, la unii reactivi chimici din analiza volumetrică, cu ajutorul desenelor, pentru structura atomului și a ionul său. 

Am găsit o definiție dată N.O. și anume: un număr de oxidare este sarcina electrică atribuită  fiecărui element din combinația sa chimică ionică și covalentă, presupunând că sunt formate  numai din ioni și electronii de legătură sunt atrași mai mult de partenerul electronegativ, din combinația chimică. Numărul de oxidare se notează cu un număr pozitiv, negativ sau 0, care se scrie în partea dreaptă sus, a elementului, și este stabilit pe baza unor reguli. Numărul de oxidare explică mai bine față de valență, capacitatea de combinare a unui element, prin numărul maxim sau minim de electroni, pe care  îi cedează sau îi acceptă, într-o reacție chimică, pentru a-și  forma configurație stabilă de…

Vezi articolul original 1.128 de cuvinte mai mult

SUGESTII PENTRU STABILIREA NUMERELOR DE OXIDARE (N.O)

* Nu mă pot aștepta, să te convingi de un lucru, de care eu nu sunt convinsă!*

☺Există la ora actuală, multă informație despre numărul de oxidare (N.O). În acest material prezint exerciții rezolvate, pentru calcularea N.O, la unii reactivi chimici din analiza volumetrică, cu ajutorul desenelor, pentru structura atomului și a ionul său. 

Am găsit o definiție dată N.O. și anume: un număr de oxidare este sarcina electrică atribuită  fiecărui element din combinația sa chimică ionică și covalentă, presupunând că sunt formate  numai din ioni și electronii de legătură sunt atrași mai mult de partenerul electronegativ, din combinația chimică. Numărul de oxidare se notează cu un număr pozitiv, negativ sau 0, care se scrie în partea dreaptă sus, a elementului, și este stabilit pe baza unor reguli. Numărul de oxidare explică mai bine față de valență, capacitatea de combinare a unui element, prin numărul maxim sau minim de electroni, pe care  îi cedează sau îi acceptă, într-o reacție chimică, pentru a-și  forma configurație stabilă de octet, respectiv dublet.
Pentru înțelegerea termenilor din reacțiile de oxido-reducere, trebuie să înțelegi prima dată: legătura dintre sistemul periodic ale elementelor și proprietățile elementului, termenii de reacție chimică, ecuație chimică, reactant, produs de reacție, ce este un ion, calcule algebrice cu numere negative și numere pozitive. Să nu uităm să ne răspundem la întrebarea:* -La ce mă ajută, aceste noțiuni?*

EXERCIȚII REZOLVATE

☺ Ex. 1.Numerele de oxidare la Hidrogen, reactiv HCl, H₂O₂

Ex.2 Stabiliți coeficienții reacției redox:
☺
?H₂O₂ + ?KClO  = ?KCl  + ?H₂O  + ?O₂↑

Se aplică etapele de stabilire coeficienți la o reacție redox,  învățate la Chimie și anume:
►se scriu N.O la toate elementele și se subliniază elementele care-și modică N.O. Se cunosc regulile de stabilire N.O. Oxigenul și clorul își modifică numerele de oxidare în reacție.
REACTANȚI                  PRODUȘI DE REACȚIE
H⁺₂O₂^– + K⁺ Cl⁺ O^2-  = K⁺ Cl^–  + H⁺₂ O^2-  + O₂⁰

►se  observă că: un ion  O^– cu N.O=-1 , din H₂O₂ trece în atomul O⁰ cu N.O.=0, prin cedare de 1 e -; fiindcă avem 2 ioni de O^– și se formează o moleculă de O₂, se vor ceda 2 e^–, unui ion Cl⁺. Procesul se numește oxidare (dare de electroni).
►se observă că un ion de Cl⁺ cu N.O=+1 din KClO trece în ionul Cl^1- din KCl,  cu N.O=-1 prin acceptare de un electron, de la un ion O^-1. Procesul se numește reducere (cerere de electroni).
►se scriu cele două procese de reducere și oxidare și se adună algebric, respectând legea conservării numărului de electroni:
n e^– acceptați = n e-  cedați. 
Cl⁺  + 2e-  = Cl^–   reducere
ag.red           ag.ox
2O^– – 2e^–   =O⁰₂           oxidare
ag.ox       ag. red
∑: ecuație de reducere + ecuație de oxidare=
Cl⁺ +2 e^– +2O^– -2e^– = Cl^– +O⁰₂
Rezultă coeficienții ecuației date: 1 pentru Cl⁺ din KClO și 1 pentru H₂ O₂^–,
Axa numerelor pozitive și negative
…………………..-2…☺-1.►…...0…☺...+1……☺+2……………………………………………….
                               O^–→O⁰ /oxidare, cedează 1 e(-);N.O crește de la -1 la 0, cu 1
                           Cl- ←Cl⁰←Cl⁺/reducere, N.O scade de la +1la -1, cu 2.
 R: Ecuația reacției chimice corecte este:
 H₂O₂ + KClO  = KCl  + H₂O  + O₂↑

Ex. 3.Stabiliți coeficienți acestei reacții: ☺
? C  + ?H₂   S O₄ = ? C O₂ + ? S O₂ + ? H₂  O
Corect:
C  + 2 H₂ S O₄ = CO₂ + 2 SO₂ + 2 H₂  O
Rezolvare
►se scriu N.O la toate elementele și se subliniază elementele, care-și modică N.O. Se cunosc regulile de stabilire N.O. Sulful și carbonul își modifică numerele de oxidare în reacție.
REACTANȚI                  PRODUȘI DE REACȚIE
? C⁰  + ?H₂ ⁺  S⁶⁺ O₄^2- = ? C⁴⁺ O₂^2- + ? S⁴⁺ O₂^2- + ? H₂ ⁺ O^2-
►se  observă: un atom de C cu N.O=0 , din C trece în ionul C⁴⁺ cu N.O.=+4, prin cedare de 4 e-. Procesul se numește oxidare (dare de electroni).
►se observă că un ion de S⁶⁺ cu N.O=+6 din H₂SO₄ trece în ionul S ⁴⁺ din SO₂,  cu N.O=+4 prin acceptare de doi electroni, de la un atom de C, dar C cedează 4 e^– și  atunci trebuie să fie 2 ioni de S⁶⁺ pentru a-i primi (fiecare primește câte 2). Procesul se numește reducere (cerere de electroni).
►se scriu cele două procese de reducere și oxidare (semireacții) și se adună algebric, respectând legea conservării numărului de electroni:
n e^– acceptați = n e-  cedați. 
C⁰  –   4e-  = C⁴⁺   oxidare
ag.ox           ag.red
S⁶⁺  + 2e^–   = S⁴⁺   reducere /.2
ag.red.       ag. ox
∑:  ecuație de reducere + ecuație de oxidare=
C⁰ -4 e^–+2S⁶⁺ 2.2 e^–=C⁴⁺ +  2S⁴⁺
Rezultă coeficienții ecuației date: 1 pentru C și 2 pentru S⁶⁺ din H₂SO₄, 1 pentru C⁴⁺ din CO și 2 pentru S⁴⁺ din SO₂.

☺Exercițiul  4 .Acidul azotic este un oxidant important. În reacția cu metalele el reacționează diferit în funcție de natura metalului și de concentrația soluției acide. La următoarele procese chimice, stabiliți coeficienții stoechiometrici:
(Bibliografie: V. Sohoran, Probleme de chimie)

1. ? Ca +? HNO₃ (diluat)= ? Ca(NO)₃ +? H₂↑
2. ?Hg +? HNO₃ = ? Hg(NO₃)₂ +? NO₂ + ? H₂O
3. ?Cu +? HNO₃ =? Cu(NO₃)₂ + ? NO + ? H₂O
4. ?Ni + ? HNO₃ ^fierbere= ?Ni (NO₃)₂ + ?NO + ?H₂O
5. ?Zn + ?HNO₃ (30%) = ?Zn (NO₃)₂ +?N₂O + ?H₂O
6. ? Zn + ?HNO₃ (soluție diluată) = ?Zn (NO₃)₂ + ?NH₄NO₃ +?H₂O
7. ?Co + ?HNO₃ (soluție foarte diluată) =?Co (NO₃)₂ + ?N₂ + ?H₂O
8. ? C + ? HNO₃ (concentrat, peste 60%) ^{la cald}= ? NO +? CO₂ + ? H₂O
9. ? S+ ? HNO₃(concentrat, la cald) =? NO + ? H₂SO₄
10. ? P + ? HNO₃ (concentrat, la cald) + H₂O= ? NO +? H₃PO₄
11. ? Ag + ? HNO₃ concentrat, la cald= ? AgNO₃ +? NO + ? H₂O
12. ?Au + HNO₃+3 HCl = ? AuCl₃ + ? NO+ ? H₂O
13. ?MnSO₄ + ?PbO₂ + ?HNO₃ = ?HMnO₄ +? Pb(NO₃)₂ + ?PbSO₄ +? H₂O
14. ?K₂Cr₂O₇ + ?K₂SO₃ + ?HNO₃ = ?K₂CrO₄ + ?Pb(NO₃)₂ +?PbSO₄ + ?H₂O
15. ?HNO₃ (soluție) sub acțiunea luminii, la aer = ?NO₂↑ + ? H₂O +?O₂

Rezolvarea propusă la exercițiul 4.1.

☺Rezolvarea propusă la exercițiul 4.3

?Cu⁰ +? H⁺ N⁺⁵ O^-2 ₃ =?  Cu⁺² (N⁺⁵ O^-2 ₃)₂ + ? N⁺² O^-2 + ? H⁺₂O^-2
Parcurgem etapele  de stabilire coeficienți la o reacție redox,  învățate la Chimie, respectiv Chimie Analitică.
►Elementele care își modifică N.O. sunt Cu și N.
►Scriem reacțiile chimice, prin care atomul de Cu trece în ion de Cu(II) și ionul de N(+5) trece în ion de N(+2). Aceste reacții se numesc semireacții în reacția redox, de mai sus.
Cu⁰        – 2 e^– (unul din 4s¹ și unul din 3d¹⁰) → Cu²⁺   OXIDARE, / x 3
Ag. red 1                                                        Ag.ox 1
N.O. al Cu crește în procesul de oxidare, de la 0 la +2!
N⁺⁵       + 3 e^– (primește de la 2 atomi de Cu) → N⁺²  REDUCERE/x2
Ag.ox.2                                                           Ag. red.2  
 N.O. al ionului N scade în procesul de reducere, de la +5 la +2.
► Egalăm numărul de electroni cedați și primiți (bilanțul de electroni), prin înmulțire cu cifrele 3 (la Cu) și 2 (la N) și apoi vom aduna aceste semireacții. Rezultă:
3Cu⁰ -3.2e^– +2N⁺⁵+2.3e^– → 3Cu⁺² + 2N⁺²
Coeficienții stoechiometrici sunt: 3 la Cu și 3 la ionul Cu(+2) și 2 la ionul N(+5) și 2 la ionul N(+2).
►Introducem coeficienții de mai sus în reacția totală și egalăm restul numărului de atomi de: H, O. Înțelegem că intră un număr mai mare de ioni N(+5), față de 2, fiindcă o parte din el trece în Cu(NO₃)_2.
REACTANȚI                         PRODUȘI DE REACȚIE
3Cu⁰ + 8H⁺ N⁺⁵ O^-2 ₃ = 3Cu⁺² (N⁺⁵ O^-2 ₃)₂ +  2N⁺² O^-2 + 4 H⁺₂O^-2
red1         ox2

♣ Tabel cu bilanțul numărului de atomi, ioni

Nume atomi, ioni	Număr de atomi reactanți	Număr de atomi, ion,produși de reacție
Cu	3 atom	3ion (+2)
N	8 ioni N(+5)	8, din care 2 sunt ioni N(+2)
H (+)	8	8
O (-2)	24	24

Schema

MASA MOLARĂ, NUMĂRUL DE MOLECULE, VOLUMUL MOLAR

Sunt probleme rezolvate, care se pot aplica în Chimie Analitică și Tehnologie chimică.

Bibliografie:

1. Marilena Șerban, ABC-ul Chimiei, Editura Teora, 1998,
2. Florin Urseanu, Corneliu Tăbărășanu-Mihăilă, Grigore Bozga, Probleme de Chimie și de Tehnologie Chimică, Editura Tehnică, București, 1978
3. Ștefan Ilie, M. Ionică, Probleme de chimie pentru clasele a IX-a și a X-a
4. https://www.lachimie.net/index.php?page=14#.XKmRsJgzbDc

-Ce trebuie să știm?
 Să scriem formulele chimice (sau moleculare) la substanțele compuse, cu ajutorul simbolurilor elementelor chimice componente.
Ce ne spune formula chimică: numele elementelor componente, raportul de masă în care se combină (este dat de indici).
Masa molară (moleculară),M (g/mol),  a  unei substanțe compuse. Ea reprezintă suma maselor atomice absolute (g/mol atom) ale tuturor atomilor ce alcătuiesc molecula.
Molul este cantitatea de substanță numeric egală cu masa moleculară a substanței (M g/mol).
Observații:
1mol de atomi se poate numi atom-gram
1mol de molecule se poate numi moleculă-gram
1mol de ioni se poate numi ion-gram.
Masa moleculară a unui amestec de gaze(masa moleculară medie), la care se cunosc fracțiile molare Xi și masele moleculare(Mi) ale componenților este suma dintre toate masele moleculare și fracțiile molare ale componenților:
M medie=∑Xi.Mi
Fracția molară Xi este raportul dintre numărul de moli al componentei i (ni) și numărul total de moli, aflați în amestec (∑ni).
Xi= ni/∑ni
Se reține, că numai în cazul amestecurilor de gaze fracțiile molare sunt egale cu fracțiile de volum.
Numărul lui Avogadro: N_A.
1mol de substanță conține 6,023.10²³ particule
1kmol=1000 moli și conține 6,023.10²³.10³ particule
Volumul molar Vm, este volumul ocupat de 1  mol de substanță gazoasă, în condiții normale
(c.n.) de temperatură și presiune (t=0 ^oC și p=1 atm) și are valoarea de 22,4 L.
Transformări ale unităților de măsură pentru masa, volum, densitate:
►masa:1kg=1000 g;
►Volumul
1L la lichide și gaze=1dm³
1mL la lichide și gaze=1cm³
1m³=1000 dm³=1000L=1000000 cm³ (10⁶) cm³
1mL =1: 10⁶ m³
►Densitatea (d) g/mL, kg/m³,
D=m/V, unde: m=masa(Kg), V=volum (m³)
1 kg/m³ = 1000 g/ 1000000 cm³=10^-3 g/cm³

☺ CALCULAREA MASEI MOLECULARE
 
Să se calculeze masa moleculară la:
a)P₄ (fosfor); b) N₂O ( protoxid de azot (nitrogen); c) CH₃COOH (acid acetic); d)  Na₂CO₃.H₂O (carbonat de natriu (sodiu) cristalizat cu 10 moli de apă; e) [Ag(NH₃)₂] OH -clorură diamino-argint (reactiv Tollens).Unele puncte sunt rezolvate în figura de mai jos.

⊗  NUMĂRUL DE PARTICULE (MOLECULE, IONI, ELECTRONI) DINTR-UN NUMĂR  DAT DE MOLI DE SUBSTANȚĂ

☺ Ce trebuie să știm?
–semnificația unei formule chimice.
-semnificația moleculă și mol de molecule
-numărul lui Avogadro, N_A: 1 mol substanță conține 6,023.10²³ particule(molecule, atomi, ioni, electroni, etc ).
☺ Exercițiu rezolvat
Calcularea numărului de particule din 10 moli de H₂ și 10 moli de NO₂
dintr-un număr de moli de gaze de hidrogen și dioxid de azot.
Se prepară în laborator 10 moli de H₂ și 10 moli de NO₂, cu respectarea normelor de protecție a muncii necesare. Determinați: a) numărul de molecule conținut și explicați rezultatul; b) numărul total de atomi din 10 moli de NO₂; c) câți electroni conține oxigenul din 10 moli de N₂O ?

Rezolvare
 a)Numărul de molecule(X) din 10 moli de H₂   și numărul de molecule(Y) din 10 moli de NO₂.
Se aplică regula de trei simplă cu definiția numărului lui Avogadro
SAU relația matematică dedusă:
Nr. molecule=n moli. 6,023.10²³ molecule/mol
A1)
Dacă 1 mol de H₂…………………conține 6,023.10²³ molecule
Atunci 10 moli de H₂……………….conțin X molecule
X=10 moli.6,023.10²³ molecule/1mol=6,023.10²⁴ molecule
A2)
Dacă 1 mol de NO₂………………..conține 6,023.10²³ molecule
Atunci 10 moli de NO₂………………….conțin Y molecule
Y = 10 moli.6,023.10²³ molecule/1mol=6,023.10²⁴ molecule
►EXPLICAȚIE: Substanțele chimice, care au un număr egal de moli, au același număr de molecule, deși masa lor (g) este diferită.
Pentru cazul de față, masa H₂ conținută de 10 moli este diferită de masa NO₂ conținută de 10 moli.
Masa H₂=n moli.M H₂=10moli.2g/mol =20 g
Masa NO₂=n moli.M NO₂=10 moli.46 g/mol=460g
b)Numărul total de atomi din 10 moli de NO₂.
Rezolvare
Se aplică relația matematică:
Numărul total de atomi din 10 moli de NO₂ este suma numărului de atomi de N și O din 10 moli de NO₂, care conțin 6,023.10²⁴ molecule de NO₂.
Unde:
Nr de atomi de element dintr-o substanță= nr.molecule . nr.atom element/molecula
►Rezultă:
Număr atomi de N=6,023.10²⁴ molecule. 1 atom N/molecula N₂O=6,023.10²⁴ molecule
Număr atomi de O=6,023.10²⁴ molecule. 2 atom O/molecula N₂O=12,046.10²⁴ molecule
                                                                                           TOTAL =18,069 .10²⁴ ATOMI       

c) Numărul de electroni ai oxigenului din 10 moli de NO₂ ?
Relația matematică este:
Nr. de electroni=6,023.10²⁴ molecule de NO₂ .nr.de electroni din 2 atomi de O/molecula
Unde:
Nr. de electroni pentru elementul O=Z =numărul atomic=8
►Rezultă:
Nr. total de electroni pentru O= 6,023.10²⁴ molecule de NO₂ . 2.8 e ^–/molecula=96,368.10²⁴
                                                            

♦♦♣  PREPARARE H₂ ȘI NO₂
Se produc în laborator gazele hidrogen, H₂ și bioxid de azot (hipoazotida), NO₂ prin următoarele reacții, cu respectarea măsurilor de protecție a muncii necesare:
Fe(s)+2 HCl (diluat)→FeCl₂aq  +H₂↑ (gaz incolor)
Cu(s)+4HNO₃concentrat→Cu (NO₃)₂aq+2H₂O+2NO₂↑(gaz brun-roșcat)
                                                    

♣♣♣ DATE DESPRE NO₂
Dacă se tratează Cu,cu HNO₃ soluție diluată au loc reacțiile chimice:
3Cu(s)+ 8HNO₃→3 Cu(NO₃)₂ aq+ 4H₂O+2NO↑( incolor)
Oxidul de azot format se combină rapid, cu oxigenul molecular din aer, cu formare de hipoazotidă:
2NO+O₂↔2NO₂   ∆H⁰₂₉₈ = -(2 . 13,6) kcal
Reacția este reversibilă. La temperatura de 25⁰C, echilibrul chimic este complet deplasat spre dreapta. În aceste condiții se obține hipoazotida industrial, din NO.
NO₂ suportă o reacției de dimerizare, prin care se formează tetroxidul de azot (N₂O₄):
Hipoazotida intens colorată și tetroxidul de azot incolor constituie un sistem în echilibru chimic:
2NO₂ ↔ N₂O₄

♦♦♦ POLUAREA CU NO₂
Dioxidul de azot se formează natural în aer și este produs de plante în sol și apă. Când se depășește o anumită concentrație 0,12ppm/oră, el devine toxic pentru mediul înconjurător. Este  un poluant pentru aer, răspunzător de apariția ploilor acide, smog, probleme pulmonare, etc. Principala sursă de oxizi de azot, mai ales de NO₂ este arderea combustibililor fosili (cărbune, benzină, motorină, gaze).

Bibliografie:

1.Marilena Șerban, Felicia Nuță, Rezolvare de probleme de chimie, clasele VII-XII, mic dicționar, Editura Aramis Print, București, 2004
2.https://cours-examens.org/images/An_2017_1/Etudes_superieures/Structure_mati%C3%A8re/CEGEP/Notes_cours_chimie_g%C3%A9n%C3%A9rale_A2016_Corrige_VF.pdf
3.https://cityshin.ru/ro/non-ferrous-metals-and-alloys/copper-reaction-with-concentrated-nitric-acid-characteristics-of-copper-the-reaction-of-a-metal-with-nitric-acid/
4.https://opentextbc.ca/chemistry/chapter/3-1-formula-mass-and-the-mole-concept/

SUGESTII, PROBLEME CU CONCENTRAȚIA PROCENTUALĂ

Introducere

Acest material se adresează elevilor și studenților din anul I, interesați de rezolvarea problemelor de concentrația procentuală a soluțiilor, cu variate aplicații, precum:
-calcule cu masa de substanță ce se dizolvă;
-calcularea masei de soluție și a volumului de soluție procentuală;
-transformări de concentrații;
-diluția concentrației procentuale;
-reacții chimice;
-etc.
 
Bibliografie
1.Ștefan Ilie, M. Monica, Probleme de chimie pentru clasele a IX-a și a X-a, Editura Didactică și Pedagogică București, 1981
 

☺Tip 1. Calcularea masei dizolvate de cristalohidrat, dintr-o soluție procentuală
Câte grame de carbonat de sodiu cristalohidrat (Na₂CO₃.10 H₂O) sunt in 200 g soluție Na₂CO₃ de 5% concentrație procentuală?
 
Date  cunoscute:
1)Concentrația procentuală=C% în Na₂CO₃=5%
2)Masa soluției obținută prin dizolvarea cristalohidratului=ms=200g
Conține: Na₂CO₃, 10 moli de apă din cristalohidrat și masa de apă pentru dizolvarea cristalohidratului, pentru a rezulta 200 g de soluție cu 5% Na₂CO_3.
3) Na₂CO₃ este substanța anhidră, adică nu are apă.
4) Definiția concentrației procentuale și relația matematică pentru calcul:
C% Na₂CO₃=md Na₂CO₃(g).100%/ms
5)Regula de trei simplă, pentru calcularea masei unui cristalohidrat, când se cunoaște masa unui component.
A Na=23, A C=12, A O=16, A H=1
 
Nu știm:
1)md de Na₂CO₃=?(g)
2)M Na₂CO₃=g/mol
3)M Na₂CO₃.10 H₂O=g/mol
4)m Na₂CO₃.10 H₂O =X=?(g)
 
Varianta de rezolvare propusă
 
Etape de calcul
1)Prima dată calculăm masa de Na₂CO₃ dizolvată in 200 g de soluție Na₂CO₃ 5%, cu ajutorul
concentrației procentuale:
5%=md.100%/200g
md=5.200g/100=10 g de Na₂CO₃
2)Calculăm masa de Na₂CO₃.10 H₂O, ce conține 10 g de Na₂CO₃.
M Na₂CO₃=2.A Na+A C+3.A O=2.23+12+3.16=106g/mol
M Na₂CO₃.10 H₂O=M Na₂CO₃+10M H₂O=106+10.18=286 g/mol
Dacă in 286 g/mol de Na₂CO₃.10 H₂O……sunt…106 g/mol de Na₂CO₃
Atunci in X g de Na₂CO₃.10 H₂O………..vor fi….10g de Na₂CO₃
X=286 g/mol.10g/106 g/mol=26,98 g de Na₂CO₃.10 H₂O
R: 26,98 g
 
☺Tip 2 Numărul de molecule de substanță dizolvată
Se dizolvă 170 g de  amoniac (NH₃) gaz, in 1,5 L de apă, la presiunea atmosferică și temperatura de 20 grade C. Rezolvați cerințele:
a)Calculați numărul de moli și de molecule de NH₃ din 170 g de NH_3.
b)Calculați concentrația procentuală a soluției rezultate.
c)Estimați speciile chimice care există in soluția de amoniac.
Se consideră că dizolvarea amoniacului este totală in apă.
Se dau: A N=14, A H=1, d apă = 1 g/mL, 1 mL=1 cm³
 
Rezolvarea propusă

1)Aplicăm calculul numărul de moli de NH și al numărul de molecule de NH3:
a1)Numărul de moli de substanță (n)=masa de substanță pură/Masa moleculară
M NH₃=A N+3.A H=14+3.1=17g/mol
n moli=170g/17g/mol=10 moli
a2) Numărul de molecule se calculează cu numărul lui Avogadro, N_A:
N _A=6,023.10²³ molecule/mol de substanță pură
 
Dacă 1 mol de NH₃………..are 6,023.10²³ molecule de NH₃
Atunci 10 moli de NH_3………au X molecule
X= 10 mol.6,023.10²³ molecule/1 mol=60.10²³ molecule.

b)Concentrația procentuală a soluției obținute.
b1) Calculăm ce masă are 1 L de apă, cu ajutorul densității apei:
d=m(g)/V(mL)
m(g)=d(g/mL).V(mL)
1,5L apă=1500 mL apă
m apă=1 g/mL.1500 mL=1500 g
b2) Calculăm masa soluției de amoniac:
ms=md + mapă
unde
md=170 g de NH₃
m apă=1500 g
m s=170+1500=1670 g de soluție
C% = 170 g.100%/1670 g=10,18 %

c) Speciile chimice, care există in soluția de amoniac? 
O parte din amoniacul gazos, barbotat prin apă reacționează cu apa, printr-o reacție chimică reversibilă:
NH₃(aq)   +  H₂O      =      NH₄OH(aq)
Amoniac……………….Hidroxid de amoniu
Hidroxidul de amoniu este o bază slabă. El ionizează  parțial, conform echilibrului:
NH₄OH(aq)↔NH₄ ⁺aq+  HO^– (aq)
Constanta de bazicitate este:
K b=C_MNH₄.C _MHO /C_MNH₄OH
K b=1,8.10^-3
Unde:
C_MNH₄=concentrația molară a ionilor de NH₄⁺ în soluție
C_M HO^–=concentrația molară a ionilor de HO^– în soluție
C M NH₄OH=concentrația molară a bazei (hidroxid de amoniu) neionizat
P Kb=-lg Kb
La stabilirea echilibrului chimic, concentrația bazei neionizat este diferența dintre C M (mol/L) a bazei, înainte de ionizare și concentrația molară (CM) a ionului HO^–.
Se deduce relația dintre pH și constanta de bazicitate.
Stoechiometria reacției de ionizare este:
1mol de NH₄OH……ionizează …în….1 mol de ion NH₄⁺…….și 1 mol de HO^–

♠Moment reacție
( mol/L)           …………..NH₄OH………….  ……NH⁺₄ .  …….. ……………HO^–
      Intră ……….…………….C……………………….0………………………..…0
      Ionizează……………….X……care produce…..X…………………………..X
La stabilirea echilibrului
există mol/L
                                        C-X……………………….X……………………………X

Dar,  X=C_M HO^– = C _MNH₄⁺ (mol/L)
Rezultă:
K b=X²/C-X=C²_M HO^–/C – C_M HO^–
C_M HO^–=(-K b+ √K²b +4Kb. C)/2
►Observație
La bazele slabe, care ionizează foarte greu, se aproximează C-C_M HO^–=C_M, iar K b=C²_M HO^–/ C
C _M HO^–=√ K b . C
p OH= ½ (p Kb-lgC)
pH=14-pOH
►Concluzie
În soluția apoasă de amoniac există speciile chimice: NH₃ nereacționat, NH₄OH neionizat, ionii de NH₄ şi de OH, din ionizarea hidroxidului de amoniu. Nu se uită de prezenta moleculelor de H2O și a ionilor H₃O⁺, respectiv de HO^– din autoprotoliza apei.
 
 
⊗TIP3.Cunoaştem concentrația normală și concentrația procentuală a soluției și se cere densitatea acestei soluții. 
O soluție de  AlCl₃  are concentrația 3N și concentrația procentuală de 10%. Cât este densitatea acestei soluții? (g/L; g/ml, kg/m³).
 
Rezolvarea propusă
Aflarea  densității se bazează pe calcularea masei soluției cu ajutorul concentrației procentuale și a masei dizolvate, care apoi se va împărți la volumul Vs al soluției. Masa dizolvată de AlCl₃ se va calcula din concentrația normală și volumul Vs.
 
Date cunoscute
-substanța dizolvată este sarea AlCl₃
-masa de AlCl₃ dizolvat=md (g)
-soluția rezultată are concentrația procentuală=C%=10% AlCl₃
-soluția rezultată are concentrația normală =CN = 3N (3 Eg de AlCl₃/ 1 L de soluție)
-concentrația procentuală se calculează cu relația:
C%=md.100/ms
-concentrația normală se calculează cu relația:
CN=md/Eg.Vs
Unde:
md/Eg=număr de Eg
-densitatea se calculează cu relația:
d=m(g)/V(mL)
1L=1000 mL=1000cm³;
1L=1 dm³; 1L=1dm³=1:1000 m³=10^-3m³
 
Calcule

1)Calculăm masa dizolvată de AlCl₃ in Vs (L) de C_N=3N, prin înlocuirea datelor in expresia matematică a C_N:
C _N=md AlCl₃/Eg AlCl₃.Vs
Eg AlCl₃=M AlCl₃/nr atomi de Al. valența Al
M AlCl₃=A Al+ 3.A Cl=27+3.35,5=27+106,5=133,5
Eg=133,5/3=44,5
♫Rezultă:
md AlCl₃=3Eg/L.44,5 g/Eg.Vs(L)=133,5.Vs (g)
mdAlCl₃ (g)=133,5. Vs(L)

2)Calculăm masa soluției de concentrație procentuală 10 % AlCl₃, prin Înlocuirea datelor in expresia matematică a lui C%.
C%=md AlCl₃.100/ms
10%=133,5 g Vs.100% /ms
ms=133,5.Vs.100/10=1335 Vs

3)Calculăm densitatea soluției cu datele: ms și Vs:
d (g/L)=ms (g)/Vs(L)=1335 g. Vs/Vs(L)=1335 g/L
d (g/mL)=1335 g.Vs /1000 Vs(mL)=1,335 g/mL
d(kg/m³)=1335.10^-3Kg/10^-3m³=1335 kg/m³
R: 1,335 g/mL 
 

⊗Tip 4 Diluția unei soluții procentuale acide, aflarea formulei chimice a acidului, neutralizarea cu NaOH
100 g soluție dintr-un acid de concentrație 13% cu densitatea de 1,065 g/cm³ se diluează cu apă distilată până a un volum de 356 mL, obținându-se o soluție de concentrația 1M. Să se determine:
a)Cantitatea de apă necesară diluării și să se stabilească formula acidului;
b)Să se arate ce cantitate de soluție de NaOH de concentrație 0,5 M este necesară pentru neutralizarea acidului.

Date cunoscute:
1)este un caz de diluție a soluției de concentrație 13%  acid, la concentrația de 1M acid, prin amestecare cu apă.
2)masa dizolvată de acid este aceeași în soluția inițială (1) și în soluția finală (2), fiindcă apa folosită nu conține acid.
3)soluția procentuală de acid are datele:
-masa soluției 1=ms1=100g
-densitatea soluției 1=d1=1,065 g/ mL, 1mL=1 cm³
4)soluția molară de acid are datele:
-volumul soluției 2(finale)=356 mL= 0,356L
-concentrația molară=1M (mol acid/1 L soluție 2)
5)masa moleculară la NaOH =M NaOH=40
 
Nu știm și vom calcula:
1)volumul soluției 1=Vs1=?(mL)
2) volumul de apă folosit la amestecare cu 100 g de soluție 1, pentru a rezulta 356 mL soluție finală=V apă=? (mL)
3) masa de apă folosită, cu densitatea de 1 g/mL=? (g)
4) masa dizolvată de acid în 100 g de acid 13%=md=?
5) masa moleculară a acidului=M acid=? (O calculăm din concentrația molară)
6) formula chimică a acidului: Hx Ay=? (O deducem).
7)masa de NaOH, care neutralizează acidul din 356 mL soluție 1 M=m NaOH (g)
8) masa dizolvată de NaOH în soluția de NaOH 0,5 M= masa de NaOH reacționat=m NaOH=?
9) Volumul soluției de NaOH 0,5 M=? (Se calculează din concentrația molară).
 
Calcule
a) Cantitatea de apă necesară diluării și să se stabilească formula acidului.
a1 Cantitatea de apă necesară diluării
►Calculăm volumul soluției de Hx Ay 13%, din concentrația procentuală și densitate:
d soluție= ms(g)/V(mL); V=ms(g)/d(g/mL)
Vs1=100g/1,065 g/mL=93,89 mL=94 mL
►Calculăm volumul de apă prin scăderea lui V2 soluție din V1 soluție:
V1 soluție 13% +V apă=V2 soluție 1M
V apă=V2-V1= 356mL-94mL=262 mL
►Calculăm masa de apă, cu ajutorul densității:
m apă=d apă.V apă=1 g/mL.262 mL=262 g apă
 
a2)Formula chimică a acidului Hx Ay o deducem pe baza masei moleculare din concentrația molară de acid  1 M:
►Calculăm masa dizolvată de acid în 100 g soluție 13% acid:
C%= md acid.100/ms1;
13% =md acid.100%/ 100 g;
md=13 g de Hx Ay
►Calculăm masa moleculară a acidului cu ajutorul concentrației molare 1M:
C M=md Hx A y/M acid .V s ( mol/L)
1 mol/L=13g /M acid .0,356 L
M acid=13 g/ 1mol.0,356 =36,51 g/mol
►Deducem  formula chimică a acidului necunoscut, prin încercări.
Știm din experiență, că numai acidul clorhidric are masa moleculară egală cu 36,51 g/mol.
Avem acidul HCl.

b) Volumul de soluție NaOH 0,5 M care neutralizează total 13 g de HCl dizolvat în 356 mL de soluție 1M.
►Scriem ecuația reacției de neutralizare, reacția dintre un acid și o bază, cu formare de sare și apă.pH-ul soluției finale este neutru (pH=7).
NaOH     +  HCl     →  NaCl +H₂O
bază tare   acid tare     sare     apă
►Stoechiometria reacției este:
1mol de NaOH……consumă 1 mol de HCl….și formează 1 mol de NaCl…și 1mol de H₂O
►Calculăm cu ajutorul reacției chimice masa de NaOH (X), consumată de 13 g de HCl:
1mol de NaOH=40 g/mol; 1mol de HCl=36,5 g/mol
X…………….13g
NaOH     +  HCl   →  NaCl +H₂O
40g/mol…..36,5 g/mol
X=13 g.40 g/mol/36,5 g/mol=14,24 g de NaOH 
►Calculăm cu ajutorul concentrației molare de 0,5 M NaOH, volumul soluției de NaOH consumat în reacție:
C M de NaOH=md NaOH /M NaOH.Vs
mdNaOH=X=14,24 g NaOH
0,5 mol/L=14,24 g/40 g/mol.Vs
Vs=14,24/0,5. 40 (L)=0,712L=712mL
 
R: m apă=94 g; acidul este HCl; V soluție de NaOH 0,5 M=712 mL

♠TIP 5 Concentrația procentuală și fracția molară
 
Fracția molară este o formă de exprimare a concentrației unei soluții și reprezintă numărul de moli de substanță din soluție, raportat la numărul total de moli de substanță din soluție. Suma fracțiilor molare ale componenților din soluția respectivă este 1.
Titrul este o formă de exprimare a concentrației soluției și reprezintă numărul de grame de substanță (masa) în 1 mL (cm³) soluție.

Ex1. Determinați fracțiile molare pentru:

a)Soluția de acid sulfuric cu concentrația de 49%;
b) Soluția de hidroxid de potasiu cu titrul de 0,1710 g/mL și densitatea de 1,12 g/mL.

Pct a Rezolvare
Știm:
-C% a soluției de acid sulfuric=49% H₂SO₄
-definiția concentrației procentuale și relația matematică pentru calcularea ei:
C%=md.100/ms, unde:
md=masa dizolvată(g);  ms=masa soluției (g)
-definiția fracției molare și relația matematică pentru calcularea ei:
XH₂SO₄ = fracția molară la H₂SO₄,
XH₂SO₄ = n H₂SO₄ / n H₂SO₄ + nH₂O
Unde:
n H₂SO₄ =numărul de moli de n H₂SO₄ din soluția de H₂SO₄ 49%
nH₂O=numărul de moli de H₂O din soluția de H₂SO₄de 49%
n moli=m substanță(g/M substanță(g/mol)
X H₂O =fracția molară la apa din soluție=1-X H₂SO₄
-masa soluției=o considerăm 100 g
-M H₂SO₄=98g/mol; M H₂O=18g/mol
Nu știm și vom calcula:
1) masa de H₂SO₄ (X) și m de H₂O(Y) din 100g soluție H₂SO₄ 49%:
Aplicăm regula de trei simplă:
Dacă în 100% soluție acidă…….sunt….49% H₂SO₄…..și…….100%-49%=51% H₂O
Atunci în 100 g de soluție………X g de H₂SO_{4………………………}și Y g de H₂O
X=100g.49%/100%=49 g de H₂SO₄
Y=100g–49 g H₂SO₄=51 g de H₂O
2) Numărul de moli de acid și apă din soluție. Aplicăm relația matematică pentru calcularea numărului de moli:
n H₂SO₄=49g/98g/mol=0,5 moli de H₂SO₄
n H₂O=51g/18g/mol=2,83 moli de H₂O
3)Suma numărului  de moli de acid și apă este:
0,5 mol de H₂SO₄+2,83 mol de H₂O=3,33 moli
4) Fracția molară a acidului sulfuric? Aplicăm relația matematică pentru calcularea ei:
X H₂SO₄=0,5 mol/3,33 mol=0,15
5) Fracția molară a apei?
X H₂O = 1-0,15=0,85

R: 0,15; 0,85.

TIP 6.Calcul stoechiometric și soluții de concentrație procentuală

Ex1. O soluție de acid azotic cu masa 126 g și concentrația 80% reacționează cu 0,6 moli dintr-un metal așezat în seria activității chimice în urma hidrogenului și formează 194,4 g de sare. Identificați metalul și egalați ecuația chimică de oxido-reducere.
Este o problemă care implică calcule: de concentrație procentuale; de calcul stoechiometric pe reacția dintre metalul necunoscut și acid azotic; calcul de număr de moli și de masă moleculară; calcule cu numere de oxidare (N.O.).

Date cunoscute și necunoscute
1)definiția concentrației procentuale, exprimarea matematică:
C%=md.100/ ms, unde: md=masa dizolvată de substanță în soluție(g); masa de soluție (g)
2)ce este numărul de moli și cum se calculează:
n=m/M;m=masa de substanță(g);M=masa molară a substanței (g/mol)
3)reactanți sunt:
-metal necunoscut=M, așezat în spatele hidrogenului în seria activităților chimice ale metalelor:
K-Ba-Ca–Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Ni-Sn–Pb–H–Cu–Hg–Ag–Pt–Au
-acid azotic=HNO₃
-A N=14; A H=1; A O=16;
-M HNO₃ = A H+A N+3.AO=1+14+3.16=63 g/mol
4) Date despre soluția de HNO_3:
-masa de soluție de HNO₃ =126 g
-concentrația procentuală a soluției de HNO₃=80% (adică 80% de HNO₃ în 100% soluție)
5)Reacția dintre HNO₃ și Metalul situat în spatele hidrogenului, în seria activității este o reacție redox.
Produșii de reacție sunt:
-un azotat al metalului, cu formula chimică: M^x (NO₃)_x
– monoxid de azot, cu formula chimică: NO, care se oxidează în aer la NO₂
-apă, cu formula chimică: H₂O
6) Ecuația reacției chimice dintre  M și HNO₃ este:
-stabilim speciile chimice care vor ceda și vor primi electroni; sunt metalul și HNO₃
R1)M⁰     – x e^–  → M^x+ ( oxidare) ,  N.O la M =x+  │.3
R.2) 2H N⁵⁺ O₃ (aq) + 3 e^–  →  N⁵⁺ O₃^– (aq)  + N²⁺ O ↑(gaz)  +2H⁺(aq) (reducere)│ .x
-fiindcă numărul de e^– cedat de N⁵⁺ trebuie să fie = numărul de e^– acceptat de M vom înmulți reacția 1(R1) cu 3 și  reacția 2(R2) cu x. (vezi bilanțul electronilor cedați și acceptați la o reacție chimică).
-adunăm cele două reacții și rezultă reacția generală dintre M și HNO₃:
4x HNO₃ + 3.M  = 3. M (NO₃)_x + x.NO↑ + 2x H₂O
☺Pe această reacție vom face calcule stoechiometrice, cu masa dizolvată de acid azotic în 126 g soluție de 80% și numărul de moli de metal, pentru a afla valoarea lui x și apoi masa atomică a metalului. Având masa atomică vom căuta în tabelul maselor atomice numele acestui metal.
Calcule
1) Calculăm masa dizolvată de HNO₃ în 126 g soluție de 80%, din concentrația procentuală:
80%=md.100%/126g
Md=80.126g/100=100,8 g de HNO₃
2) Calculăm pe x, care ne va da N.O. al metalului, prin calculul stoechiometric de mai jos, din reacția chimică generală:

100,8 g           0,6moli
4x HNO₃       + 3.M             = 3. M (NO₃)_x + x.NO↑ + 2x H₂O
4x mol…………3mol atomi
4x.63g/mol …..3mol atomi

Rezultă proporția:
100,8 g/ 4x.63 g/mol= 0,6 moli/ 3 moli
100,8 .3= 4x.63.0,6
x=100,8/ 4.21.0,6=2
►Metalul are N.O =+2

3) Scriem reacția generală cu x=2:
4.2 HNO₃ + 3.M  = 3. M (NO₃)₂ + 2.NO↑ + 2.2 H₂O
8 HNO₃ + 3.M  = 3. M (NO₃)₂ + 2.NO↑ + 4 H₂O
4)Calculăm masa atomică a metalului, prin calcul stoechiometric, cu masa de acid azotic și masa de azotat al metalului, de unde aflăm prima data masa moleculară a azotatului (M):

100,8g                            194,4g
8 HNO₃     + 3.M  =    3. M (NO₃)₂ + 2.NO↑ + 4 H₂O
8.63g/mol……………………3.M
100,8g.3M =8.63 g/mol.194,4 g
M=97977,6 g/mol /302,4=324 g/mol
♣Dar Masa moleculară la M (NO₃)₂  este:
 M=324 g/mol la M (NO₃)₂  =A M +2.A N+6.A O= A M + 2.14+6.16=A M +124
A M = 324-124=200 g/mol atomi
►Din tabelul maselor atomice, că metalul cu A=200, este mercurul Hg.

R: Hg.

Tip 6 Amestec echimasic, Calcul stoechiometric și soluții de concentrație procentuală

☺1 g de amestec echimasic de Fe și S se încălzesc împreună, pentru sinteza FeS (sulfura feroasă). Din FeS prin tratare cu soluție de HCl 20% se obține gazul H₂S (hidrogen sulfurat, acid sulfhidric).
Calculați:

1. Compoziția procentuală în moli a amestecului echimasic de Fe și S.
2. Determinați, care din reactanții Fe și S este în exces.
3. Calculați masa de soluție de HCl 20%(g) consumată în reacția cu FeS rezultată.

Avem datele problemei:
Reactanți (unul este ………………………………… Produs de reacție
în exces)
1 g amestec echimasic:
0,5g Fe                0,5 g S…………………………mFeS=?                     
n moli atomi Fe ≠n moli atomi S
0,0089moli Fe≠0,0156 moli S
Fe             + S                             = FeS  (la cald)
1mol          1mol                             1mol
56g/mol…….32g/mol ……………. …. . 88g/mol
                                                              ↓
                                                         mHCl=md HCl (g)
                                                          +2HCl = FeCl₂ +H₂S (gaz)
                                                              2 moli
                                                                   ↓
Este adus de o masă de soluție de HCl 20%= ms=?, md HCl=?
Concentrația procentuală a soluției=C%=20% HCl

Nume(obligatoriu)

Email(obligatoriu)

Site web

Mesaj

Trimite

Ce trebuie să știm:
-Ce este un amestec echimasic! Înțelegem ce este un amestec echimolar, amestec echivolumetric.
-Cum se calculează numărul de moli de substanță și compoziția procentuală în moli a unui amestec;
-Cum se scrie o  reacție chimică și cum se egalează!
-Cum se calculează masa molară!
-Calcul stoechiometric pe baza reacției chimice dintre Fe și S, prin care aflăm reactantul în exces și masa de HCl consumată în reacția cu FeS produs.Această masă de HCl este masa dizolvată în soluția de 20% HCl, fiindcă pe reacție se pun masele de substanțe pure, nu se pun masele de soluții.
 
Pct.a) Compoziția procentuală în moli a amestecului Fe, S: % moli Fe și % moli S din 2 g amestec?
Știm:
☺Compoziția procentuală în moli a unui amestec (respectiv compus chimic) reprezintă   numărul de părți de moli(% moli, g moli) din fiecare component (element) din amestec (compus chimic), conținute în 100 părți (%,g)  amestec.
☺Molul, numărul de moli.
1 mol de substanță=Masa molară a acestei substanțe (g/mol)
Număr de moli=n=masa substanță(g)/Masa molară a acestei substanțe (g/mol)
n moli=m (g)/M(g/mol)
Calcule:
-Masa amestec=m amestec=1 g;
-Amestec echimasic=amestecul de substanțe, care au masele egale.
-Rezultă că 1 g amestec de Fe și S are masa S=masa Fe=1/2=0,5 g
(dacă m=masa Fe, atunci masa S=m; m + m=1; 2m=1, m=1/2)
-numărul de moli de atomi de Fe: n Fe= 0,5 g/56 g/mol atom=0,0089 moli atom Fe
-numărul de moli de atomi de S: n S= 0,5 g/32 g/mol atom =0,0156  moli atom S
Unde: A Fe=56 g/mol atom;A S=32 g/mol atom
-numărul de moli de Fe și S din amestec este:
n Fe + n S=0,0089+0,0156=0,0245 moli
-procentele de moli se calculează cu regula de trei simplă:
Dacă 0,0245 moli amestec echimasic Fe,S…….are0,0089 moli Fe……….0,0156 moli S
Atunci 100 % moli amestec……………..are % moli Fe……………are % moli S
 
% moli Fe=100%.0,0089moli/0,0245 moli=36,32 % Fe (moli)
% moli S=100%-36,32% Fe=100% .0,0156 moli/0,0245 moli=aprox.63,68% S (moli)
 
OBSERVĂM:
1 g Amestec echimasic de Fe și S=are 0,5 g de Fe și 0,5 g de S.
1 g amestec echimasic de Fe și S conține: 0,0089 moli atomi Fe și 0,0156 moli atomi S, care nu sunt egali!.
 
Pct b -Care, reactant dintre  Fe și S este în plus (exces)?
Plecăm de la ecuația reacției chimice și de la numărul de moli de Fe și S:
Intră:0,0089moli Fe         0,0156 moli S
Fe                +   S       =    FeS
Pe reacție:1mol Fe……….1mol S
Fiindcă 0,0089 moli este mai mic, față de 0,0156 moli, deducem:
0,0089 moli de Fe consumă 0,0089 moli de S.(Avem pe reacție raportul:1mol de Fe consumă 1 mol de S).
Deci, Sulful este în exces cu un număr de moli:
0,0156 moli intrați-0,0089 moli S consumați=0,0067 moli de S în plus (exces)
Am lucrat cu 3 zecimale, intenționat.
 
Pct c. Masa soluției de HCl de 20% concentrație procentuală ?
Se face un calcul stoechiometric pentru a afla masa de HCl (care va fi md) consumată de FeS produsă de 0,0089 moli(0,5g) de Fe (S este în exces).Apoi calculăm masa soluției de HCl, de 20% și md, calculat mai sus.
 
Calcule
-Adunăm cele două reacții:
Fe +S =FeS
FeS + 2HCl=FeCl₂ + H₂S↑
Fe + S +  FeS + 2 HCl = FeS +FeCl₂ + H₂S ↑
 1mol atom Fe……produce 1 mol de FeS …..care consumă 2 moli de HCl
-Din proporția rezultată aflăm m HCl:
0,5gFe…….m HCl
Fe + S    +  2HCl = FeCl₂ +H₂S↑
56g/mol…….2.36,5g/mol     (M HCl=36,5 g/mol)
⇒
M HCl=0,5 g.2.36,5 g/mol/56 g/mol=0,65 g de HClÞ md HCl=0,65g
– Masa soluției este:
C% =md.100/ms;  20% =0,651g.100%/ms,
ms=0,65 g.100/20=3,25 g soluție de 20%
R: a) 36,32 % Fe (moli), 63,67% S (moli); S este în exces; 3,25 g soluție de HCl 20%.

⊗Tip 7 Diluţia unei soluţii procentuale concentrate prin

amestecare cu apă

Se prepară 100 mL de soluție de K₂CrO₄ prin diluția unui volum de  25 mL soluție de K₂CrO₄ cu titrul (T) de 5,3 g/L, cu apă distilată. Soluția obținută are masa de 123,6 g și densitatea de 1,24 g/mL.
Cerințe
a)Calculați concentrația procentuală a soluției obținute;
b)La titrarea unei soluții de NaCl 0,1 M cu soluție de AgNO₃ 0,1 M  se folosește indicator al punctului de echivalență soluția de K₂CrO₄ preparată mai sus, de concentrație și densitate. Ce volum de soluție de K₂CrO₄ se adaugă, încât precipitatul roșu de cromat de argint să se formeze la momentul de echivalentă al titrării ionului Cl cu ionul Ag ? (Metoda Mohr pentru analiza volumetrică a ionului clorură prin precipitare cu soluția de AgNO₃ 0,1N, indicator este soluția de K₂CrO₄ 5%).
 Volumul final la punctul de echivalență este 120 mL.
Se dau: Ks AgCl=1,76.10^-10; Ks Ag₂CrO₄=1,10.10^-12; M K₂CrO₄=194 g/mol

Datele problemei sunt prezentate, în imaginea:

☺Pct. a Concentrația procentuală a soluției obținute (C% final):
C% =md.100/ms
Unde:
md=masa dizolvată=masa de K₂CrO₄ dizolvat în 100 mL soluție (126,3 g)
ms=126,3 g de soluție  obținută
***
Înțelegem că masa de K₂CrO₄ din 25 mL soluție cu titrul de 5,3 g/L reprezintă masa de K₂CrO₄ dizolvat în 100 mL soluție obținută, fiindcă apa distilată nu conține această substanță.
Calcule
a1) Calculăm md de K₂CrO₄ din 25 mL soluție cu ajutorul titrului:
md de K₂CrO₄= V soluție de K₂CrO₄ luată în lucru, cu Titrul=5,3 g/L=0,0053 g/mL
md de K₂CrO₄ =25 mL soluție de K₂CrO₄. 0,0053 g/mL=0,1325 g de K₂CrO₄
5,3 g/L=5,3g/1000 mL
Atenție: md de K₂CrO₄ din 100 mL soluție preparată= 0,1325 g de K₂CrO₄ din 25 mL soluție
a2) Calculăm concentrația procentuală prin introducerea datelor în relația matematică:
C%=0,1325g.100%/126,3 g=0,10%

☺Pct. b. Volumul de soluție de K₂CrO₄ de concentrație 0,10 % care va precipita ionii de Ag(I) la momentul de echivalență al titrării (pE)
Reacția din timpul titrării este:
AgNO₃ +Cl^–=AgCl↓ precipitat alb
La momentul de echivalență:
nEg de Ag⁺=nEg Cl^–
Reacția dată de indicator la punctul de echivalență:
K₂CrO₄+2Ag⁺= Ag₂CrO₄↓ precipitat roșu
                     ↓
(ionii provin din dizolvarea precipitatului AgCl, conform solubilității lui).
♣♣♣
Pentru a afla volumul de soluție de K₂CrO₄ de concentrație 0,10 %, prima dată vom calcula concentrația molară a ionilor de Ag⁺ rezultați din dizolvarea precipitatului de AgCl la punctul de echivalență, cu ajutorul constantei de solubilitate Ks AgCl; cu ajutorul concentrației molare a ionilor de Ag și a constantei de solubilitate pentru Ag₂CrO₄ vom calcula concentrația molară a ionului cromat care v-a precipita, din care vom afla masa dizolvată de K₂CrO₄  și apoi volumul soluției de K₂CrO₄ de concentrație 0,10 %.

Calcule
b1) Calculăm C M ioni de Ag⁺, care se produc prin dizolvarea și disocierea precipitatului de AgCl la pE:
AgCl precipitat = Ag⁺ + Cl^–
 Constanta de echilibru chimic este Ks:
Ks AgCl= C M Ag⁺. CM Cl^–
La punctul de echivalență: C M Ag⁺= CM Cl^– =S (mol/L)
Deci:
Ks=S²,S=√Ks; S=√1,76.10^-10=1,33.10^-5 (mol/L)
b2)Calculăm concentrația molară a ionilor de CrO^2-₄ care vor precipita 1,33.10^-5 mol/L ioni de Ag⁺, sub formă de Ag₂CrO₄, cu  Ks Ag₂CrO₄=1,10.10^-12
Ag₂CrO₄ aq  =2Agaq+CrO₄^-2aq
1mol de Ag₂CrO₄disociază în 2 moli ioni de Ag și 1 mol de ioni de CrO₄^-2
ÞKs Ag₂CrO₄ = C² M de Ag⁺. CM de CrO₄ ^-2
CM de CrO₄ ^-2 = Ks Ag₂CrO₄/C² M de Ag⁺
CM de CrO₄^2-  =1,10.10^-12 (mol/L) /(1,33.10^-5)² (mol/L)=
CM=1,10.10^-12/1,77.10^-10 mol/L= 0,62.10^-2mol/L
b3)Calculăm masa de K₂CrO₄ din 120 mL amestec final și care are concentrația molară a ionilor de cromat de 0,62.10^-2 mol/L, fiindcă va fi masa dizolvată în 126,3 g de soluție 0,10% K₂CrO_4:
► n moli de CrO₄ ^2- /120 mL amestec final=? moli.
Aplicăm relația matematică pentru concentrația molară:
C M=nmoli/Vs(L;n moli=CM.Vs
Unde: CM=0,62.10^-2 mol/L de ion CrO₄ ^2-
 Vs=120 mL=0,120L=120.10^-3L
Rezultă:
n moli=0,62 mol/L.120.10^-2.10^-3 L=74,4.10^-5moli CrO₄
► n moli de K₂CrO4, care aduce 74,4 .10^-5 mol de ioni cromat=? moli
Plecăm de la reacția de disociere în soluție apoasă a K₂CrO4:
n moli………………. 74,4.10^-5
K₂CrO4aq=2K⁺aq + CrO₄^2-aq
1mol…………….2moli…….1mol
Rezultă că:
n moli K₂CrO4= n moli de ioni CrO₄^2-=74,4.10^-5 mol

► masa conținută de 74,4.10^-5 mol de K₂CrO4 este=m=? (g)
Avem relația pentru calcularea numărului de moli (n):
n=m/M;iar m=n.M
Deci:
m=74,4.10^-5 mol.194 g/mol=0,144 g de  K₂CrO4

► volumul (mL) de soluție de 0,10% K₂CrO4 și care conține 0,144 g de K₂CrO4 este=V=? (mL)
 Aplicăm relațiile matematice pentru concentrație și densitatea soluției:
C%=md.100/ms; d=ms/Vs;  
ms=md.100/C%,
Vs=ms/d; adică: Vs=md.100/C%. d
Avem valorile numerice la: md, C% și d, le vom înlocui în relația lui Vs și calculăm:
Vs=0,144 g.100%/0,10%.1,24 g/mL=14,4 /0,124=116 mL (aprox.)
Este un volum mare, fiindcă și soluția este diluată.
R: 0,10%, 116 mL

INFORMAȚII DESPRE REACȚII CHIMICE DIN CHIMIA ANALITICĂ ȘI TEHNOLOGIA CHIMICĂ

Celor interesați le ofer, acest suport de curs!

SUPORT DE CURS PENTRU MODULUL TERMODINAMICĂ ŞI CINETICA CHIMICĂ
REACTII CHIMICE SI PROCESE UNITARE_SUPORT DE CURS
CLASA a XII-a Pentru calificarea Tehnician în chimie industrială Programa şcolarã aprobatã prin Anexa nr. 2 la OMEdC nr. 3172/30.01.2006
Editura: Universul Școlii, Alba Iulia, 2017 Adresa:Alba Iulia, Str. Gabriel Bethlen, Nr.7, Cod 510009 Tel. 0258/826147, 0358/882225, 0358/882226, Fax 0258/833101 Web: http://www.ccdab.ro, e-mail: ccdab@yahoo.com
ISBN 978-606-8683-66-9

ADRESE PENTRU PROBLEME CU OLEUM

Vă sugerez să căutați informații despre rezolvarea problemelor cu oleum (soluție de acid sulfuric cu trioxid de sulf liber) pe următoarele site-uri.

1.https://forum.scientia.ro/index.php?topic=4195.0
2.http://irimie.blogspot.com/2012/01/oleum-sperietoarea-falsa.html
3.https://brainly.ro/tema/197988
4.https://www.scribd.com/document/320286200/Probleme-Oleum
5.http://bibliotecamm.ebibliophil.ro/carte/111-probleme-cu-oleum
6.http://www.protehnologia.ro/blog/se_sulfoneaza_un_mol_de_benzen_cu_200_g_solutie_h2so4_98_determinati_masa_de_oleum_cu_20_so3_necesara_pentru_a_face_reutilizabil_in_aceste/2016-11-03-115
7.https://www.quora.com/What-is-the-of-free-SO3-gas-in-the-sample-of-oleum-labelled-as-109
8.https://forums.futura-sciences.com/chimie/391987-composition-dun-oleum.html
9.http://www.chimix.com/pages/deug60.htm
10.http://www.crdp-montpellier.fr/ressources/examens/sujets/04/400/2200200/E1/u11_r1_s01.pdf

Vi le recomand cu încredere, fiindcă sunt informații clare și utile.