PROBLEME DE LA CONCURSURI NATIONALE

Sunt rezolvãri ale unor probleme de chimie, date la titularizare şi bacalaureat şi 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/

Anunțuri

ACTIVITATEA SOLUȚIILOR DE ELECTROLIȚI

Vreau să ofer celor interesați, modele de probleme rezolvate cu tăria ionică a soluțiilor, activitatea soluțiilor de electroliți. Reprezintă un punct de vedere personal și nu anulează metodele de rezolvare studiate, la orele de curs.

NOȚIUNI TEORETICE

Electroliții sunt substanțe, care disociază în ioni, în soluție și în topitură.
La soluțiile reale de electroliți se va înlocui concentrația cu activitatea. Activitatea este o concentrație efectivă, și se notează cu a.
a=ℽ .C

Unde:
ℽ=coeficient de activitate. El se referă la starea termodinamică a sistemului și reprezintă toate interacțiunile de natură electrostatică dintre ionii existenți în soluție (ionii din electroliți și ionii străini). Electroliții slabi sunt puțin disociați, interacțiunile dintre ei sunt slabe.
C=concentrația soluției
Dacă, avem concentrația molară, vom avea coeficientul mediu de activitate: ℽm:
ℽm=a/CM

Coeficientul de activitate se poate determina pe cale experimentală pentru fiecare ion în parte. În soluții diluate, acest coeficient este independent de natura ionilor din soluție și depinde de sarcina electrică (zi) și de concentrația molară CM i a ionului respectiv. De aceea s-a introdus noțiunea de tăria ionică a soluției (J):
J=1/2 ∑Ci.z2i

lgℽm =-const√J
Există formule matematice pentru calcularea coeficienților de activitate, pentru diferite valori ale tăriei ionice a soluției.

PROBLEME REZOLVATE
 

1.Calculați concentrația aparentă a unei soluții de Al2(SO4)3 0,05 M.
 
Varianta de rezolvare propusă

Baza rezolvării. Plecăm de la relațiile matematice:
a = ℽm.CM
-lgℽm =0,505 z1.z2.√J. Este o relație din teoria lui Debye-Huckel.
J=1/2 ∑Ci.z2i

Știm:
-C Msoluție Al2(SO4)3 =0,05 M (mol/L)
-Reacția chimică de disociere a sulfatului de aluminiu este:
Al2(SO4)3 aq= 2Al3+ + 3SO42-
1mol               2moli      3 moli

-Ionii din disocierea Al2(SO4)3  sunt: Al3+și SO42-:
-z=sarcinile electrice ale ionilor:+3/Al3+; -2/SO42-

Nu știm:
-CM ale ionilor: se vor calcula din ecuația reacției chimice de disociere a sulfatului de aluminiu;
-J=tăria ionică=se calculează
-ℽm=se calculează
-a=se calculează

Calcule
1)Vom calcula prima dată concentrațiile molare ale ionilor din disocierea sulfatului de aluminiu:
Din ecuația chimică observăm că:
1mol Al2(SO4)3…..produce.2 moli-ioniAl3+……3moli-ioni SO42-
0,05mol/L ……….produce 0,05.2mol/L  …….produce 0,05.3 mol/L
CM Al3+=0,1 mol/L
CM SO42-=0,15 mol/L
2)Vom calcula tăria ionică a soluției de sulfat de aluminiu:
J=1/2(0,1(+3)2Al3++0,15(-2)2SO42-)=1/2 (0,1.9+0,15.4)=1/2(0,9+0,6)=1/2(1,5)=0,75
J=0,75
3)Vom calcula ℽm:
-lg ℽm=0,505.2.3.√0,75=2,62
 ℽm =10-2,62 =1/102,62=0,0023=2,3.10-3
4)Vom calcula activitatea soluției:
a=2,3.10-3.0,05=1,15.10-4 mol/L.

R:1,15.10-4 mol/L

Problema 2
a)Câte grame de cromat de potasiu chimic pur se dizolvă în 200 mL soluție, pentru ca activitatea soluției să fie 1,3.10-3 și factorul de activitate ℽm = 0,65?  b) Calculați tăria ionică, factorul de activitate și activitatea soluției, dacă disociază numai 95 % din concentrația molară a cromatului?

Se dau:
A K=39; A Cr=52; A O=16
 
29496749_1886319124736382_4266945713885151232_o
 
Varianta de rezolvare propusă

La punctul *a* vom calcula concentrația molară a soluției de K2CrO4 din relația matematică:
 a=ℽm.CM
Apoi din definiția concentrației molare, vom calcula masa dizolvată de cromat de potasiu.
La punctul *b*, vom calcula concentrațiile molare ale ionilor de K+ și de CrO42-, care rezultă din disocierea K2CrO4, pe baza gradului de disociere. Vom calcula activitatea soluției, cu relațiile matematice:
a=ℽm.CM
-lgℽm=0,505 z1.z2. √J
J=1/2 ∑Ci.z2i

Știm:
a=1,3.10-3mol/L
ℽm=0,65
M K2CrO4=2.39+52+4.16=78+52+64=194
-relațiile matematice pentru calcularea activității soluției
-concentrația molară
C M =md/M.Vs (mol/L)
-200 mL=200:1000=0,2L
-grad disociere=95%
-zK+=sarcina electrică a ionului=+1
-ZCrO42-=sarcina electrică a ionului=-2
Nu știm:
a)CM=?(mol/L)
md=? (L)
b)CM de K2CrO4 care disociază=?
CM de K+ și de CrO42- disociați=?
ℽm1=? (pentru soluția în care 95% din cromatul de potasiu a disociat)
J1=? (idem)
a1=? (idem)

Calcule
Punctul a)
►Scriem relația de mai jos și calculăm CM:
a = ℽm.CM
C M=a/ℽm= 1,3.10-3/0,65=2.10-3 M
►Scriem relația de mai jos și calculăm md:
CM =md/M.Vs
md=CM.M.Vs=2.10-3. 194.0,2=0,0776 g de K2CrO4
La punctul b:
► Calculăm concentrația molară de K2CrO4, care disociază, când avem gradul de 95%, cu regula de trei simplă:
Dacă din 100% părți…………….disociază 95%
Atunci din 2.10-3M …………….disociază ?
CM disociat de cromat de potasiu =2.10-3M.95%/100% =1,9.10-3 M

►Calculăm concentrațiile molare ale ionilor, din disocierea celor 1,9.10-3 g de K2CrO4, cu ajutorul ecuației reacției chimice de disociere (calcul stoechiometric):
1,9.10-3        ?        ?
K2 CrO4  = 2K+ + CrO42-
1mol          2mol     1mol

CM K+=2.1,9.10-3 M ;C M CrO42- =1,9.10-3M
 
►Calculăm tăria ionică a soluției:
J=1/2.(3,8.10-3(+1)2 K++ 1,9.10-3(-2)2CrO42-) =1/2.10-3(3,8+7,6)=5,7.10-3

►Calculăm factorul mediu de activitate  ℽm:
-lgℽm =0,505.1.2.√5,7.10-3=0,505.2.0,0755=0,0763
ℽm=10-0,0763=0,839
►Calculăm activitatea soluției:
a=0,839.1,9.10-3=1,59.10-3 M

R: 2.10-3 M;1,59.10-3 M

Problema 3

Este o problemă despre calcularea concentrației efective(activitatea) și a pH-ului,  când în soluția de H2SO4 se introduc: K2Cr2 O4 și NaHSO4.
Avem 1000 mL soluție de H2SO4 1,5M. Se cer:
a)calculează pH-ul soluției de acid sulfuric;
b)calculează activitatea soluției și pH-ul acesteia, când se introduc în soluția de H2SO4 7,38 g de K2Cr2O4 chimic pur (dicromat de potasiu).c) calculează activitatea soluției și pH-ul acesteia, când se introduc în soluția de H2SO4 7,38 g de NaHSO4.

Se dau: Ka2 HSO4 / SO2 4 = 1,2.10-2
M K2Cr2 O4 =246                 M NaHSO4=120

Varianta de rezolvare propusă

Din teoria disocierii în soluție a electroliților și din enunțul problemei, înțelegem că avem 1L de soluție de H2SO4 2M (este un acid tare), peste care se introduce fie dicromat de potasiu, fie sulfat acid de sodiu. Atunci când se introduce dicromat de potasiu, numărul de moli de H2SO4 nu se modifică, dar se va modifica tăria ionică a soluției, fiindcă ea va conține acum ionii din disocierea în apa din soluție, a acidului și a sării. Modificându-se tăria ionică se va modifica și factorul mediu de activitate și activitatea soluției, respectiv pH-ul.
Atunci când în soluția de acid se introduce sarea ce conține un acid slab HSO4, se va modifica concentrația molară a ionilor din disocierea acidului sulfuric, ceea ce duce la modificarea pH-ului. Se modifică și tăria ionică, factorul de activitate medie și activitatea soluției.
Pentru fiecare caz se calculează: tăria ionică, coeficientul (factorul) de activitate, activitatea soluției rezultate și pH-ul.

Știm:
►CM H2SO4 =0,1 M (1 moli/1L soluție)
►V soluție=1000 mL(cm3)=1L
►mdK2CrO4=36,9 g
►mdNaHSO4=36,9 g
►CM =md/M.Vs (mol/L)
►Reacțiile de disociere ale substanțelor în apă:
H2SO4 aq =H+ + HSO4    Este totală.
HSO4 aq= H+ + SO42- Ka2=1,2.10-2 , disociere parțială
K2Cr2O4 aq= 2K++Cr2O42-
NaHSO4 aq= Na++ HSO4

►Relațiile matematice:
Tăria ionică
 J=1/2 ∑Ci.z2i
Coeficientul de activitate:
-lgℽm = 0,505 z1.z2. √J
Activitatea soluției (concentrația efectivă)
a = ℽm.CM
pH=-lgC H+ (nu ținem cont de ionizarea apei)

Nu știm:
►CM la K2Cr2O4 și CM la NaHSO4 =?
►Concentrațiile molare ale ionilor din disociere, la momentul stabilirii echilibrului chimic=?
►Tăria ionică, coeficientul de activitate, activitatea soluției și pH-ul, când s-a introdus fie dicromat de potasiu, fie sulfat acid de sodiu.

Calcule
a)pH-ul soluției de acid sulfuric=?
1,5moli      1,5moli     1,5moli
H2SO4 aq  = H+      +    HSO4 
1mol          1mol          1mol

pH=-lg C M  de H+ = -lg 1,5 =0,18

b)Activitatea (concentrația efectivă), când se introduce dicromat de potasiu într-un litru de soluție 1,5M de H2SO4 =?
Deci, într-un litru de soluție de acid sulfuric vor fi speciile: H+, SO42-, HSO42-, K+, CrO42- și ionii din ionizarea apei (neglijăm, fiindcă sunt în cantități mici), care au o anumită concentrație molară. Trebuie să calculăm: concentrațiile molare ale ionilor de mai sus, tăria ionică (J), coeficientul de activitate (ℽm) și apoi activitatea soluției, respectiv pH-ul.

 

 

 

 

 

 

 

♠ Calculăm concentrația molară a K2CrO4:
C M = 36,9 /246.1 =0,15 M
♠ Calculăm concentrațiile molare ale ionilor K+  și CrO42-:

0,15M             2.0,15M     0,15M
K2Cr2O4 aq  = 2K+        + Cr2O42-
1mol                 2mol       1mol
♠ Calculăm concentrațiile molare ale ionilor H+ , HSO4 și SO42-, din disocierea H2SO4:
Din prima treaptă de ionizare rezultă:
1,5moli      1,5moli     1,5moli
H2SO4 aq = H+      +    HSO4 
1mol          1mol          1mol

Vom avea: 1,5 moli H+  și 1,5 moli de HSO42-.

Din a doua treaptă de ionizare rezultă:
X                  X         X
HSO4 aq= H+ + SO42-        Ka2=1,2.10-2 ,
1mol          1mol   1mol

Dacă numai X mol/L disociază din 1,5 moli de HSO4 vom avea la stabilirea echilibrului chimic următoarele concentrații molare ale ionilor:
CM de H+ =1,5 (din prima treaptă)+X
CM de SO42- = X
CM de HSO4 nedisociat=1,5-X
Scriem expresia matematică a Ka2 și înlocuim valorile concentrațiilor molare și vom rezolva ecuația de gradul 2:
Ka2 = CM H+.CM SO42-/CMHSO4
1,2.10-2 = (1,5+X) .X / 1,5-X
1,2.10-2(1,5-X=1,5.X+X2
X2 +1,5X + 1,2.10-2 X -1,2.10-2.1,5=0
X2 +1,512 X -0,018=0
X=(-1,512+√1,5122+4.0,018)/2 =(-1,512 +√2,286+0,072)/2
X=(-1,512+1,536)/2=0,024/2=0,012

Deci din ionizarea acidului sulfuric vom avea concentrațiile molare ale ionilor formați:
-CM de H+ =1,5+0,012=1,512
-CM de HSO4 =1,5-0,012=1,488
-C de SO42- = 0,012

♠ Calculăm tăria ionică a soluției de acid și dicromat:
J=1/2(CM K+.(+1)2+ CM CrO42- (-2)2 + CM H+(+1)2+CM HSO4.(-1)2+CMSO42-(-2)2)
J=1/2(2.0,15 + 0,15.4 +1,512+1,488+0,012.4)
J=1/2 (0,30+0,60+1,512+1,488+0,048)=1/2 (3,948)
J=1,974

♠ Calculăm coeficientul de activitate, activitatea soluției de acid sulfuric și pH-ul ei, pentru acest caz:
-lgℽm=0,505 z1.z2.√J
-lgℽm=0,505 1.2. √1,974=0,505.2.1,405=1,419
ℽm=10-1,419=1/101,419=1/26,24=0,038
a=0,038.1,5=0,057 M
pHa=-lg 0,057=1,24

Cazul c). Trebuie să calculăm activitatea și pH-ul respectiv, când se introduc 36,9 g de NaHSO4 într-un litru de soluție de H2SO4 1,5 M. Vom face calcule asemătoare cu cele de la pct.a.
 
♠ Calculăm concentrația molară a NaHSO4:
CM = 36,9 /120.1 =0,3075 M =0,308

♠ Calculăm concentrațiile molare ale ionilor Na+  și HSO42-:
0,308M         0,308M   0,308M
NaHSO4 aq= Na+           +HSO42-
1mol             1mol        1mol

Deci, vom avea din disocierea acestei sări acide: 0,308 M de Na+ și 0,308 M de HSO4.

♠ Calculăm concentrațiile molare ale ionilor H+ , HSO4 și SO42-, din disocierea H2SO4 :

Din prima treaptă de ionizare rezultă:
1,5moli      1,5moli     1,5moli
H2SO4 aq = H+      +    HSO4 

1mol          1mol          1mol
Vom avea: 1,5 moli H+  și 1,5 moli de HSO42-.

Din a doua treaptă de ionizare a celor 1,5 moli de HSO4 de la acid și 0,308 moli de la NaHSO4 rezultă:
Y               Y       Y
HSO4 aq= H+ + SO42-       Ka2=1,2.10-2
1mol          1mol   1mol

Dacă, numai Y mol/L disociază din (1,5+0,308) moli/L de HSO4 vom avea la stabilirea echilibrului chimic următoarele concentrații molare ale ionilor:
CM de H+ =1,5 (din prima treaptă)+Y
CM de SO42- = Y
CM de HSO4 nedisociat = 1,5+0,308-Y=1,808 -Y

Scriem expresia matematică a Ka2 și înlocuim valorile concentrațiilor molare și vom rezolva ecuația de gradul 2:
Ka2 = CM H+.CM SO42-/ C M HSO4
1,2.10-2 = (1,5+Y) .Y / 1,808-Y
1,2.10-2 (1,808-Y) =1,5.Y + Y2
Y2 +1,5Y + 1,2.10-2 Y -1,2.10-2.1,808=0
Y2 +1,512 Y -0,022=0
Y = (-1,512+√1,5122+4.0,022)/2 =(-1,512 +√2,286+0,088)/2
Y=(-1,512+1,541)/2=0,029/2=0,0145=0,015
Deci din ionizarea acidului sulfuric vom avea concentrațiile molare ale ionilor formați:
-CM de H+ =1,5+0,015=1,515
-CM de HSO4 =1,808-0,015=1,793
-CM de SO42- = 0,015

♠ Calculăm tăria ionică a soluției de acid și sulfat acid de natriu:
J=1/2 (CM Na+.(+1)2+ CM H+(+1)2+CMHSO4.(-1)2 + CM SO42-(-2)2)
J=1/2(0,308 +1,515+1,793+0,015.4)
J=1/2 (0,308+3,308+0,06)=1/2 (3,676)
J=1,838

♠ Calculăm coeficientul de activitate, activitatea soluției de acid sulfuric și pH-ul ei, pentru acest caz:
-lgℽm=0,505 z1.z2.√J
-lgℽm=0,505.1.2. √1,838=0,505.2.1,356=1,36956=1,670
ℽm=10-1,670=1/101,670=1/46,774=0,0213
a=0,0213.1,5=0,032 M
pHa=-lg 0,032=1,49

R: pH:0,18; pHa1=1,24; pHa2=1,49

pH-UL SOLUȚIILOR DE ACIZI SLABI

Sunt probleme rezolvate cu: ionizarea acizilor fosforic și acetic; hidroliza fosfaților și a acetaților; soluții tampon ce conțin acid fosforic, sărurile lui și acid acetic și sărurile lui; tăria ionică a soluției.  Nivelul de dificultate este mediu. Mulțumesc persoanelor, care m-au inspirat.

REACȚII DE IONIZARE ALE ACIZILOR SLABI

 ACID FOSFORIC, ACID ACETIC

Se prezintă unele variante de rezolvare, pentru problemele cu ionizarea acizilor fosforic și acetic; hidroliza sărurilor lor; calcularea pH-ului soluțiilor tampon, în care apar acești acizi.

NOȚIUNI TEORETICE

Acizii și bazele slabe sunt parțial ionizate în soluții apoase. Concentrația ionului de hidroniu pentru un acid sau concentrația ionului de hidroxid pentru o soluție bazică este mai mică decât concentrația analitică inițială. Mărimea acestei diferențe este dată de gardul de ionizare al acidului slab, respectiv al bazei slabe și este reprezentată prin gradul de ionizare. În orice calcul privind acizii și bazele slabe trebuie să se țină cont de expresia constantei la echilibru.

Bibliografie

  1. C.D. Nenițescu, Chimie generală, EDP București,1979
  2. Donald J.Pietrzyk, Clyde W. Frank, Chimie analitică, Editura tehnică, București, 1989
  3. Irinel Adriana Badea, Chimie Analitică. Echilibre chimice în soluții.probleme, Editura Didactică și Pedagogică, R.A. București, 2014
  4. Vasilica Croitoru, Dan-Anghel Constantinescu, Aplicații și probleme de chimie analitică, Editura tehnică, București, 1979

IONIZAREA ACIDUL FOSFORIC ÎN SOLUȚIE APOASĂ
 
Acidul fosforic-H3PO4 este un poliacid (triacid), adică conține în moleculă trei atomi de hidrogen, pe care poate să-i cedeze unor molecule de apă, succesiv, generând mai multe baze conjugate. Al doilea proton este cedat mai greu decât primul, al treilea mai greu decât al doilea. Explicația constă în faptul că primul proton este cedat de o moleculă neutră, iar al doilea și al treilea sunt cedați de un acid anionic (ion negativ, care cedează mai greu un proton H+).
Echilibrele chimice cu schimb de protoni, care au loc la dizolvarea acidului fosforic în apă sunt:
1. H3PO4 + H2O ↔ H2PO4 +H3O+
acid1     baza0     baza1     acid0
cuplul acid/baza conjugată este : H3PO4/ H2PO4
Ka1 = [H3O+] . [H2PO4] / [H3PO4]=7,50.10-3 mol/L; pKa=2,12

2. H2PO4 + H2O ↔ HPO42- +H3O+
acid2     baza0     baza2    acid0
cuplul acid/baza conjugată este : H2PO4 / HPO42-
Ka2 = [H3O+] . [HPO42-] / [H2PO4] =6,20.10-8  mol/L; pKa=7,21

3. HPO42- + H2O ↔ PO43- +H3O+
acid3     baza0     baza3    acid0
cuplul acid/baza conjugată este: HPO42- / PO4-3
Ka3 = [H3O+] . [PO43-] / [HPO42-]=1,3.10-12  mol/L; pKa=12

Constanta de disociere K a acidului fosforic este produsul constantelor parțiale de disociere:
K=Ka1.Ka2.Ka3 = [H3O+] . [PO43-] / [H3 PO4]

Se reține că:
-pKa+pKb=14, unde pKb= -lg Kb (constanta de bazicitate)
-pKa mic, acidul din cuplu este mai tare și baza din cuplu este mai slabă.
-pKa mare, acidul din cuplu este slab și baza din cuplu este mai tare.
-pe scara de pH se reprezintă speciile acide din ionizarea H3PO4, astfel:

Observație:
Crește tăria acidului din cuplu de la PO43- la H3PO4 !
Crește tăria bazei conjugate din cuplu de la: H2PO4, la PO43-  !

Figura 1 Distribuția speciilor de la ionizarea acidului fosforic în funcție de pH și KaDistributia speciilor de la ionizarea acidului, in functie de pH

IONIZAREA ACIDULUI ACETIC ÎN SOLUȚIE APOASĂ

Acidul acetic este un acid organic, care după dizolvarea în apă suportă următoarele reacții, cu stabilirea echilibrului chimic:
-disocierea în ioni a acidului acetic:
CH3COOH ↔ CH3 COO +H+
Acid1                 baza1

-reacția ionului H+ cu apa, fiindcă nu poate exista liber. Apa (H2O) are rol de bază:
H+ +H2O ↔ H3O+

Reacția globală se obține prin adunarea celor două reacții reversibile:
CH3COOH + H2O ↔ CH3 COO + H3O+
acid1           baza2      baza1           acid2

Constanta de echilibru chimic este:
K= [CH3COO-]. [H3O+ ]/[CH3COOH ].[H2O ]

K.[H2O ] =Ka = [CH3COO- ]. [H3O+ ] / [CH3COOH ]

Cuplul CH3COOH/CH3COO are Ka=1,59.10-5 , pKa=4,8; este un acid slab

RELAȚII MATEMATICE PENTRU CALCULAREA pH-LUI UNEI SOLUȚII APOASE DE ACIZI SLABI
 A. Când se cere o precizie mare, sau compoziția soluției este complexă, trebuie să rezolvăm un sistem de n ecuații cu n necunoscute. Sistemul se obține parcurgând etapele:

♠ se scriu reacțiile de ionizare ale speciilor chimice și se aplică legea acțiunii maselor pentru fiecare din echilibrele chimice care au loc;
♠ se scriu ecuațiile de conservare a masei;
♠se aplică principiul electroneutralității soluției.

B.Când nu se cere o precizie mare se pot face aproximări permise de erorile introduse de aparatele de măsură. Acest fapt permite reducerea ecuațiilor de gradul III și IV la ecuații de gradul II sau chiar I. A

Astfel pentru reacția generală de ionizare a acizilor slabi, avem următoarele relații de calcul pentru concentrația molară a ionilor de hidroniu la stabilirea echilibrului chimic:
HA +H2O ↔A + H3O+
La echilibrul chimic:
[H3O+] = [A]  mol.L-1
[HA]= C HA – [H3O+]  mol.L-1
Ka=[H3O+]2/C HA -[H3O+]
[H3O+] = (-Ka/2) + √ (Ka2/4 +C HA.Ka   (1)

Pentru acizii slabi, la care Ka ≤10-5 se pot neglija termenii Ka2/4 în raport cu termenul C HA.Ka   și termenul -Ka/2 și vom avea relația:
[H3O+] = √C HA.Ka     (2)

Forma logaritmică a relației (2) reprezintă relația lui Henderson-Hasselbalch pentru calcularea pH-ului unei soluții de acid slab:
pH=pKa/2- ½ lgC HA (3)

Ecuația Henderson pentru calcularea pH-lui unei soluții apoase de acid fosforic pentru echilibrele chimice (1) și (2), neglijând ionizarea apei și echilibrul chimic (3) este:
pH=(pKa1+pKa2)/2 + ½ lg [Baza2/Acid1]

Fiindcă constanta Ka3 este foarte mică, 1,00.10-12  mol/L,  acidul HPO42- disociază foarte puțin în apă și se poate neglija.
La unele calcule nepretențioase se poate lua în considerare numai prima treaptă de disociere a acidului fosforic și avem relația:
pH=1/2pKa1- 1/2 lg CM (H3PO4)

PROBLEME REZOLVATE

Problema 1.Calculează pH-ul unei soluții de H3PO4 1 M. Se dau constantele de aciditate:
Ka1= 7,5.10-3 ; Ka2=6,3.10-8; Ka3=1,3.10-12.

Varianta de rezolvare propusă

Se scrie reacția globală de ionizare a acidului fosforic; se calculează concentrațiile molare ale speciilor chimice ( H3PO4, H+ și PO43- la stabilirea echilibrului chimic, se introduc în expresia constantei de aciditate (Ka); se calculează concentrația ionilor de hidrogen eliberați de acidul fosforic și apoi pH-ul. Se neglijează concentrația ionilor de hidrogen din disocierea apei. Se consideră volumul soluției 1 L.

Calcule:

►Calculăm Ka globală(totală) pentru reacția de disociere a acidului în apă:
H3PO4 ↔ 3H+ + PO43-

Ka=Ka1.Ka2.Ka3=7,5.10-3. 6,3.10-8 .1,3.10-12 =61,4.10-23 = 6.10-24 mol/L
Ka = [H+ ]3 .[PO43- ] / [H3PO4]

Constanta de aciditate globală este foarte mică, deci acidul disociază foarte puțin în apă.

►Calculăm concentrația molară a acidului fosforic și a ionilor din disocierea sa, la stabilirea echilibrului chimic:

X               3X        X
H3PO4 ↔ 3H++  PO43-
1mol       3 moli    1 mol

Unde: X= partea din acidul fosforic care disociază.

C M  H3PO4 C M H+ C M PO43-
Inițial:  1 0 0
Reacționează: X Produce 3X Produce X
La echilibru chimic există:
1-X acid fosforic nedisociat)
3X X

►Înlocuim datele în expresia matematică a constantei Ka și rezolvăm ecuația:
6.10-24 = (3X)3.X/ (1-X)
Considerăm (1-X) aproximativ 1, fiindcă disociază foarte puțin (vezi valoarea numerică a lui Ka).
27.X3.X = 6.10-24
X4=6.10-24: 27
X =4√  6.10-24/27= 10-6.  4√  6./27 =0,68.10-6 mol/L
Deci, la echilibrul chimic avem:
[ H3PO4] =1-0,68.10-6 mol/L
[ H3O+ ]=3X=3.0,68.10-6 =2,04.10-6 mol/L
[ PO43-]= 0,68.10-6 mol/
►Calculăm pH-ul:
pH=-lg 2,04.10-6 =- (lg 10-6+lg 2,04) = -(-6+0,309)=6-0,309= 5,69
R: 5,69.

 
Problema 2. Se amestecă 1 L soluție de H3PO4 1 M cu 2 L de apă. Calculează pH-ul soluției obținute și compară rezultatul cu pH-ul, de la problema 1.
 
Varianta de rezolvare propusă

Se neglijează concentrația ionilor de hidroniu, din ionizarea apei. Se scrie reacția globală de ionizare a acidului fosforic. Se calculează concentrația molară a acidului fosforic în soluția rezultată după amestecarea soluției inițiale cu apa (diluție).Se calculează concentrațiile molare ale speciilor chimice la stabilirea echilibrului chimic și se introduc în expresia constantei de echilibru; se rezolvă ecuația cu o necunoscută, pentru aflarea concentrației de ioni de hidroniu.

Calcule:

►Calculăm Ka globală(totală) pentru reacția de disociere a acidului în apă:
H3PO4 ↔ 3H+ + PO43-
Ka=Ka1.Ka2.Ka3=7,5.10-3. 6,3.10-8 .1,3.10-12 =61,4.10-23 = 6.10-24 mol/L
Ka = [H+ ]3[PO43- ]  / [H3PO4]
►Calculăm volumul total al soluției:
Vt=Vsol.1M+Vapă=1+2=2L
►Calculăm concentrația molară (CMf ) a acidului fosforic în 3 L soluție:
C Mf = 1L. 1M/3L = 0,33M (mol/L)
►Calculăm concentrația molară a acidului fosforic și a ionilor din disocierea sa, la stabilirea echilibrului chimic:

X                3X              X
H3PO4 ↔ 3H+  +    PO43-
1mol        3 moli      1 mol

Unde: X= partea din acidul fosforic care disociază

C M  H3PO4 C M H+ C M PO43-
Inițial:  0,33 0 0
Reacționează: X Produce 3X Produce X
La echilibru chimic există:
0,33-X acid fosforic nedisociat)
3X X

►Înlocuim datele în expresia matematică a constantei Ka și rezolvăm ecuația:
6.10-24 = (3X)3.X/ (0,33-X)
Considerăm (0,33-X) aproximativ 0,33, fiindcă disociază foarte puțin (vezi valoarea numerică a lui Ka).
27.X3.X =0,33.  6.10-24
X4=1,98.10-24: 27= 0,073.10-24
X= 4√0,073.10-24= 0,52.10-6 mol/L
Deci la echilibrul chimic avem:
[ H3PO4] =0,33-0,52.10-6 mol/L
[ H3O+ ]=3X=3.0,52.10-6 =1,56.10-6 mol/L
[ PO43-]= 0,52.10-6 mol/L
► Calculăm pH-ul.
pH=-lg1,56.10-6 =6-lg1,56=6-0,19=5,81
pH-ul crește în urma diluției acidului fosforic.
R.5,81

Problema 3.Se amestecă 50 mL soluție de acid percloric (HClO4) de concentrație 0,02M, factorul de corecție (F) este 1,1200,  cu 50 mL soluție de acid acetic al cărei pH este 5,1. Calculează pH-ul soluției obținute.
Ka CH3COOH/CH3COO =1,75.10-5
 
Varianta de rezolvare propusă

Se neglijează concentrația ionilor de hidroniu, din ionizarea apei. Se amestecă doi acizi:
– acidul percloric, care ionizează total, este un acid tare. Concentrația ionilor de hidroniu este egală cu concentrația acidului percloric.;
– acidul acetic, care este un acid slab și ionizează în funcție de gradul lui de ionizare.
Se calculează volumul total de soluție, după amestecare. Se calculează concentrațiile  molare ale ionilor de hidroniu pentru acidului percloric și  acidul acetic în amestec. Fiindcă avem pH-ul la soluția de acid acetic, voi considera că este suficient, pentru aflarea concentrației ionilor de hidroniu din soluția de acid acetic la stabilirea echilibrului de ionizare. Concentrația ionilor de hidroniu este suma concentrațiilor ionilor de hidroniu din ionizarea acizilor.

Calcule

►Calculăm volumul total al soluției:
Vt=Vsol.HClO4 0,02M +Vsol. CH3 COOH=50+50=100mL=0,1L
►Calculăm concentrația molară (CMf ) a acidului percloric în 0,1 L soluție și a ionilor de hidroniu:
C Mf  HClO4= 0,05L. 0,02.1,1200 M/0,1L = 0,0112 M (mol/L)
HClO4 aq ↔ H+ aq + ClO4–  aq
Echilibrul chimic este deplasat spre dreapta; reacția este totală.
Deci CM H3O+ = CM ClO4= CM HClO4= 0,0112 M
►Calculăm concentrația IONILOR de hidroniu din soluția acidului acetic cu pH-ul de 5,1 în 0,1 L soluție:
pH=5,1; [H3O+] =10-5,1= 0,0000079 mol/L=0,79.10-5 mol/L
CH3COOH ↔  H++CH3COO

►Calculăm concentrația totală de ioni de hidroniu prin adunarea concentrațiilor ionilor de hidroniu din cele două soluții:
0,0112 + 0,395.10-5 = 0,01120395
►Calculăm pH-ul amestecului:
pH=-lg0,01120395=-(-1,95)=1,95
Se observă că, dacă adăugăm un acid tare la soluția unui acid slab, va scădea pH-ul, amestecul va avea un caracter pronunțat acid.
R: 1,95

HIDROLIZA FOSFAȚILOR DE SODIU ȘI DE POTASIU
 
 CONSTANTA DE HIDLOLIZĂ ȘI GRADUL DE HIDROLIZĂ
METODA GRAFICĂ PENTRU ALEGEREA REACTIVILOR POTRIVIȚI PENTRU CA O REACȚIE DINTRE ACIDUL DINTR-UN CUPLU ȘI BAZA DIN ALT CUPLU SĂ FIE TOTALĂ

Hidroliza este reacția dintre ionii sării și ionii H+ și OH din disocierea apei și care are loc la dizolvarea sării în apă.
Fosfații de sodiu sunt săruri rezultate din acizi slabi:  H3PO4, H2PO4, HPO42- și baze tari (NaOH, KOH).  Cationii Na+ și K+ sunt inactivi și anionii sunt activi din punct de vedere acido-bazic. Anionii (radicalii acizi ai acidului fosforic) reacționează cu apa din soluție și efectul este modificarea pH-lui soluției.
Fosfații de sodiu sunt:
-NaH2PO4 -fosfat monosodic (fosfat diacid de sodiu)
-Na2HPO4-fosfat disodic (fosfat monoacid)
-Na3PO4-fosfat trisodic (fosfat neutru de potasiu)

Reacțiile ce au loc la hidroliza Na3PO4 sunt:
-※disocierea Na3PO4 în apă:
Na3PO4 ↔3Na+ + PO43-  ; ionul Na+ este inactiv acido-bazic

-※reacția ionului PO43- cu apa:
PO43- + HOH = HPO42- + HO
Baza1    acid0   acid1      baza0
Kh1=K apă/Ka1
Ka1=constanta de aciditate a cuplului: HPO42-/PO43-=1.10-12
pKa1=12

-※reacția ionului HPO42- cu apa:
HPO42- +HOH= H2PO4 +HO
Kh2=Kapa/Ka2
Ka2 =constanta de aciditate a cuplului H2PO4/HPO42-=6,20.10-8
pKa2=7,21

-※reacția ionului H2PO4 cu HOH:
H2PO4 +HOH= H3PO4 +HO
Kh3=Kapă/Ka3
Ka3=constanta de aciditate a cuplului: H3PO4/H2PO4 =7,5.10-3
pKa3=2,12

Reacția globală de la hidroliza fosfatului de sodiu este suma celor trei reacții de echilibru chimic:
Na3PO4 +3HOH↔3Na+ +3 HO +H3 PO43-
Soluția apoasă de fosfat de sodiu sau de potasiu va avea un pH bazic. Aceste săruri au în compoziție o bază slabă ce hidrolizează și un acid inactiv din punct de vedere acido-bazic.
Constanta de hidroliză totală este:
Kh=Kh1.Kh2.Kh3
Gradul de hidroliză(h) se calculează cu relația matematică:
Kh=Ch2/1-h
Unde:
C=concentrația molară a sării care hidrolizează. (mol/L)

Problema 1. Se tratează următorii fosfați: KH2PO4, K2HPO4 și K3PO4   cu acid acetic. Folosind metoda grafică stabilește fosfatul, care ar reacționa cel mai bine cu acidul acetic. Argumentează răspunsul prin calcul.
 
Avem datele:
-reacția dintre acidul dintr-un cuplu și baza din alt cuplu.
-știm că se dizolvă fosfații în apă;
-știm reacțiile de hidroliză ale fosfaților de potasiu (model hidroliza fosfaților de sodiu);
-avem din tabele pK1,pKa2, pKa3 la ionizarea H3PO4;
-avem pKa la cuplul CH3COOH/CH3COO=4,75 (Ka =1,8.10-5)
-bănuim că acidul acetic va reacționa cu fosfații, dar nu știm sigur, care din ei vor reacționa.
Ce vom face?
Vom reprezenta grafic pe o axā pKa, toate valorile pKa de la acidul fosforic și acidul acetic, în ordinea: de la cea mai mică valoare la cea mai mare (acizii sus, bazele jos). Se desenează bucla, care pleacă de la valoarea pKa(4,75) a  acidului acetic spre valoarea cea mai mare de pKa (baza cea mai tare din soluție, aflate sub valoarea 4,75).Obținem  fosfatul care va reacționa total cu acidul acetic.

Metoda grafică pentru alegerea fosfaților, care vor reacționa cu acidul acetic

 

Citirea schemei:

a)Săgeata continuă (→) marchează amestecurile reactante:
CH3COOH cu K2HPO4
CH3COOH cu K3PO4
b)Săgeata cu linii punctate (…) amestecurile puțin sau deloc reactive:
Fosfații K2HPO4 și KH2PO4 cu ionul acetat.
c)Cuplul acido-bazic  H3PO4 / H2PO4 are pKa mai mic decât cuplul CH3COOH/CH3COO, deci nu va reacționa cu acidul acetic.
d) După săgețile linie continuă, observăm că fosfații K2HPO4 și K3PO4 vor reacționa cu acidul acetic.

Calcularea constantei pentru echilibrele chimice care se stabilesc la reacțiile dintre CH3COOH și K2HPO4 și K3PO4 din desen
Dacă K este mai mare decât 1, atunci echilibrul chimic este deplasat spre produșii de reacție, deci reacția este posibilă și cantitativă.
©Caz1 Avem reacția chimică numărul 1:
CH3COOH+ HPO42- + K+= CH3COO+ H2PO4 +K+
Acid 1          Baza2               Baza1       Acid2

Diferența dintre pK CH3COOH/CH3COO și pK H2PO4/ HPO4 din desen ne dă valoarea pK pentru reacția de mai sus.
pK1=4,75-7,21=-2,45
pK1=-lg (K), rezultă că -2.45=-lgK1; 2.45=lgK1; K1=102,45
K1=102.10 0,45= 2,82.102
Valoarea 2,82.102 este mai mare decât 1 și reacția este posibilă.
©Caz2 Avem reacția chimică numărul 2:
CH3COOH+ PO4 3-+K+= CH3COO+HPO42- +K+
Acid 1          Baza3         Baza1        Acid3

Vom calcula constanta la echilibrul chimic pentru reacția numărul 2, după exemplul de mai sus:
pK2= pKCH3COOH/CH3COO – pK HPO42-/PO43-
pK2=4,76-12=-7,24
-7,24=-lgK2; K2=1,73.107
Valoarea 1,73.107 este mai mare decât 1 și reacția este posibilă.

ARGUMENTARE

Se calculează K1 și K2 în funcție de Ka ale cuplurilor din reacțiile 1 și 2.
►K1= [CH3COO ]. [ H2PO4] / [CH3COOH ]. [ HPO42- ]
Dacă se înmulțește numărătorul și numitorul cu [ H3O+ ] vom obține expresia matematică:
K1=K CH3COOH/CH3COO/ K H2PO4/  HPO42-  
K1=1,8.10-5/6,2.10-8 = 2,9.102 . Este un rezultat apropiat de cel din calculul, pe bază de desen.
►K2= [CH3COO ]. [ HPO42- ] / [CH3COOH ]. [ PO43- ]
Dacă se înmulțește numărătorul și numitorul cu [ H3O+ ] vom obține expresia matematică:
K1=K CH3COOH/CH3COO/ K   HPO42-/ PO43-
K2=1,8.10-5 / 1.10-12 = 1,8.10-7. Este un rezultat apropiat de cel din calculul, pe bază de desen.

Problema 2 Calcularea gradului de hidroliză și a pH-ului soluției de fosfat de sodiu.
Se prepară o soluție de fosfat de sodiu, prin dizolvarea a 1,00 g de Na3PO4 .12 H2O în 1000 mL soluție.
(E339, Fosfati de sodiu este folosit ca Antioxidant
http://www.infocons.ro/ro/dictionar/fosfat-de-sodiu?fp=1)
a)Calculează gradul de hidroliză la prima treaptă de hidroliză.
b)Calculează pH-ul soluției.
Se dau constantele de disociere ale acidului fosforic:
Ka1= 7,5.10-3 ; Ka2=6,3.10-8; Ka3=1,3.10-12.
Se lucrează cu 2 zecimale.
 
Varianta de rezolvare propusă

a)Se scriu reacțiile chimice care au loc la hidroliza Na3PO4, pentru prima treaptă de hidroliză și pentru reacția totală de hidroliză. Se notează cu h, gradul de hidroliză; el este partea din cantitatea de ioni PO43- care reacționează cu apa. Se introduc în expresia matematică a constantei de hidroliză, concentrațiile molare ale speciilor chimice la echilibru și se calculează h, din aceasta.

Reacțiile ce au loc la hidroliza Na3PO4 sunt:
1)disocierea Na3PO4 în apă:
Na3PO4 ↔3Na+ + PO43-  ; ionul Na+ este inactiv acido-bazic

2)reacția ionului PO43- cu apa, prima treaptă de hidroliză:
PO43- + HOH = HPO42- + HO

3)reacția totală de hidroliză este:
PO43- + 3HOH = H3PO4 + 3HO

Gradul de hidroliză al fosfatului trisodic la prima treaptă de hidroliză este:
►Calculăm concentrația molară de Na3PO4 în 100 mL soluție:
C M = md Na3PO4 /M Na3PO4 .V (mol/L)
♠Trebuie să calculăm md de Na3PO4din 1 g de  Na3PO4.12 H2O
MNa3PO4 .12 H2O=23+31+4.16+12(2+16)=380

Dacă în 380 g de Na3PO4 .12 H2O  …sunt…..164 g de Na3PO4
Atunci în 1 g de Na3PO4 .12 H2O…sunt….md
md=1.164/380=0,43 g de Na3PO4
 ►C M = 0,43/ 164.1=0,0026 mol/L (M)=2,6.10-3M Na3PO4
►La prima treaptă de hidroliză, avem la stabilirea echilibrului chimic concentrațiile molare ale ionilor, din tabelul de mai jos:
PO43- +  HOH   =            HPO42-  +   HO     Ka3
1mol       1mol                 1mol         1mol
Inițial:       0,0026        –                   –                   –             │ mol/L
Reacționează 0,0026.h care produce 0,0026h     0,0026h ______________________________________________________________________
Echilibru chimic: 0,0026-0,026h         0,0026h         0,0026h
[HPO4 2-]=[HO]   mol/L
Kh1=[HPO42-].[HO]/[PO43-]=Kapă/Ka3(HPO42-/PO43-)
Kh1=0,0026h.0,0026h/0,0026-0,0026h=0,00262.h2/0,0026(1-h)=0,0026.h2/1-h
Kh1=10-14/ 1,3.10-12 = 0,769.10-2=7,69.10-3
Rezultă că:
7,69.10-3=2,6 10-3.h2/1-h
7,69(1-h) =2,6.h2
2,6.h2 -7,69 (1-h)=0
2,6. h2+7,69 h-7,69=0
h1=(-7,69+√7,692.+4.2,6.7,69)/2.2,6
h1= (-7,69+ √59,14+79,97)/5,2
h1=(-7,69 +11,79)/5,2=0,82
Concentrațiile la echilibrul chimic sunt:
[HPO4 2-]=[HO]=0,0026.0,82=0,0021mol/L
[PO4 3-] = 0,0026 (1-0,82)=0,00048 mol/L

b) Calculăm pH-ul soluției. Propun să plecăm de la constanta de hidroliză pentru reacția totală de hidroliză și de la concentrația molară a ionilor la momentul stabilirii echilibrului chimic. Vom calcula gradul de hidroliză din ecuație, apoi concentrația molară de ioni HO și apoi pH-ul soluției. Nu este o reacție totală, numai o parte din fosfat va reacționa cu apa (partea aceasta este dată de gradul de hidroliză-h).
Kh=K3apă/Ka1.Ka2.Ka3

PO43-+3HOH  =   H3PO4+3HO
1 mol    3moli       1mol      3moli
Inițial: 0,0026        –           –                    –        │ mol/L
Reacționează 0,0026.h care produce 0,0026h H3PO4 3.0,0026h HO- _____________________________________________________________________
Echilibru chimic: 0,0026-0,026h            0,0026h         3.0,0026h

0,0026.h moli PO43- +3.0,0026.h moliH2O=0,0026moliH3PO4+3.0,0026.h moliHO
Kh=[PO4 3-]. [HO]3/[PO43-]=K3apă/Ka(/PO43- / H3PO4)
Kh=0,0026.(3.0,0026h)3/ 0,0026(1-h)=27.0,00263 h3/ 1-h
K3 apă/ Ka (/PO43- / H3PO4)=10-14.3 / 7,5.10-3.6,3.10-8.1,3.10-12
Kh=10-42/61,43.10-23=0,0162.10-19
0,000182 h3/1-h= 0,0162.10-19
1-h se aproximează cu 1, fiindcă h este foarte mic
0,000182h3=0,0162.10-19
h=3√0,0162.10-19/ 0,000182 =3√89.10-19 =3√8,9.10-18=2,05.10-6
Concentrația molară în ioni HO la echilibru este:
[HO]=3.0,0026.2,05.10-6= 0,016.10-6
pOH și pH-ul sunt:
pOH=-lg0,016.10-6= 6-lg0,016 =6+1,79=7,79
pH=14-pOH=14-7,79=6,21
R:0,82; 6,21

SOLUȚII TAMPON DE pH

Soluțiile tampon de pH  au proprietatea de a menține pH-ul constant (în limitele erorii admise), chiar dacă în soluție  se adaugă cantități nu prea mari  de bază sau acid.
O soluție tampon, în general conține un acid și o bază slabă care fac parte din același cuplu acid/bază conjugată, în concentrații egale (sau apropiate).
Exemplu de soluție tampon este:
sistemul tampon fosfat: HPO42-/H2PO4. pKa=7,2, care este o valoare apropiată de pH-ul fluidului intracelular (6,9-7,4). El menține pH-ul intracelular constant.
Acționează, când pătrund baze sau acizi în fluidul din celule, astfel:
HPO42-+H3O+=H2PO4 +HO
bază     acid

H2PO4 + HO = HPO42- +H3O+
acid     baza

Se consumă ionii H3O+ și HO-  .

Problema 1.Calculați masa de KH2PO4 și masa de Na2HPO4, care sunt necesare pentru a prepara 1 l soluție tampon 0,2 M de fosfați, cu pH-ul de 9. Se neglijează disocierea apei.
Se dau:Ka2=6.10-8; A Na=23; A K=39; A H=1; A P=31; A O=16

Știm
-definiția soluției tampon
-fosfații disociază în apă
KH2PO4=K++ H2PO4
Na2HPO4 = Na+ +HPO42-
Ionii de Na și K sunt inerți acido-bazic.
-Cuplul de ioni fosfat diacid și fosfat monoacid are efect de tampon, asupra schimbărilor de pH. Ei fac parte din treapta a doua de ionizare, a acidului fosforic. Reacția de ionizare a ionului fosfat diacid, este:
H2PO4aq=HPO42-aq +H+aq
Acid            Baza conjugată      Ka2=6.10-8

Concentrația ionilor de H la echilibrul chimic, va da pH-ul soluției tampon:
– avem expresia matematică a constantei de ionizare, Ka2   :
Ka2=[HPO42-].[H+]/[H2PO4]
[H+]= Ka2.[H2PO4]/[HPO42-]
-Vsoluție tampon=1L
-C M soluție tampon=0,2 M (0,2 moli de KH2PO4 și de Na2HPO4 într-un litru de soluție – o sumă)
-pH soluție tampon=9
-M KH2PO4=39+2.1+31+4.16=39+2+31+64=136
-M Na2HPO4=2.23+1+31+4.16=46+1+31+64=142

Notăm cu:
-X =CM de KH2PO4 (mol/L) în soluția tampon
-Y=CM de Na2HPO4 (mol/L) în soluția tampon
Deci: X+Y=0,2

Varianta de rezolvare propusă

Vom pleca de la expresia matematică de calculare a concentrației ionilor de H la echilibrul chimic ( relația Henderson) și de la pH-ul soluției tampon:
[H+]= Ka2.[H2PO4]/[HPO42-]

Vom afla raportul C M de ioni fosfat și vom rezolva un sistem cu necunoscutele X și Y.  În continuare vom calcula masele de fosfați, știind concentrațiile molare în soluția tampon.

Calcule
►9=pH=-lg [H+], [H+]=10-9

10-9=6.10-8 (X/Y);  X/Y=10-9/6.10-8=0,1/6=0,0166=0,017
Deci: X=0,017.Y

►Înlocuim pe X cu această valoare în ecuația, de mai jos și aflăm X, Y:
X+Y=0,2;  0,017.Y+Y=0,2
1,017Y=0,2; Y=0,2/1,017=0,1966=0,197 M de Na2HPO4
X=0,2-0,197=0,003M de KH2PO4

►Calculăm masele de fosfați dintr-un litru de soluție tampon:
mNa2HPO4=0,197 (mol/L).1L.142 g/mol=27,974 g
mKH2PO4 = 0,003 (mol/L) .1 L.136 g/mol=0,408 g

R:27,974 Na2HPO4; 0,408 g de KH2PO4

Problema 2 . Este o problemă despre prepararea unei soluții tampon fosfatice, când se cunosc pH-ul soluției tampon, volumul soluției tampon și tăria (forța) ionică a soluției tampon, când se introduce sarea unui acid tare cu o bază tare.

Avem la dispoziție următoarele soluții: H3PO4 0,25M, NaOH 0,25 M și NaClO4 1,00 M. Câți mL din fiecare soluție sunt necesari pentru a prepara 1000 mL soluție tampon cu pH=7,00 a cărei forță ionică să fie 0,40, iar concentrația totală a fosfatului să fie 0,050 M?

soluție tamponfosfat-carbonat

Varianta de rezolvare propusă

Observăm că avem un acid H3PO4 (tărie medie), o bază tare NaOH și sarea NaClO4 (sarea unui acid tare HClO4 cu o bază tare NaOH). Vor reacționa H3PO4 și NaOH, cu formare de NaH2PO4 .O parte din NaH2PO4 va reacționa cu NaOH, rămas din reacția cu acidul fosforic, cu formare de Na2HPO4.
Cuplul H2PO4—HPO42- are efect tampon asupra modificărilor de pH. Sarea NaClO4 nu are nici un efect asupra pH-ului soluției, fiindcă prin hidroliza ei  rezultă ioni inerți acido-bazic.
Din pH-ul soluției tampon și concentrația totală a fosfatului din soluție se vor calcula volumele de acid fosforic și hidroxid de natriu. Din tăria ionică a soluției se va calcula volumul soluției de perclorat de natriu. Am neglijat ionii din ionizarea apei.

Știm că:
C Msoluție H3PO4 =0,25M(mol/L)
CMsoluție NaOH=0,25 M
CMsoluție NaClO4=1M
Vsoluție tampon=1000 mL=1L
pH soluție tampon=7
CM a fosfaților=0,05M=CM H2PO4+CMHPO42-
I=tăria ionică a soluției=0,40
I= ½ (c1z1 2 + c2z2 2 + …+ cnzn 2 )
Unde:
C1,c2,…cn=concentrațiile molare ale ionilor de electroliți din soluție
z1,z2, …zn = sarcina electrică a ionului

Notăm cu:
a=volumul soluției de H3PO4 0,25 M (mL).Acesta este mai mic decât volumul soluției de NaOH, fiindcă acidul trebuie să se consume total.
b=volumul soluției de NaOH 0,25M (mL)
c=volumul soluției de NaClO41 M (mL)

 
Calcule:
Calculăm numărul de moli de H3PO4, NaOH și NaClO4, care sunt aduși de volumele soluțiilor molare respective:
n moli=CM.V(mol/L)
n moli H3PO4=0,25.a .10-3 moli.Este mai mic decât numărul de moli de NaOH.
n moli NaOH=0,25.b.10-3moli
n moli NaClO4= 1.c.10-3 moli
Calculăm numărul de moli de NaOH, care reacționează cu 0,025.a.10-3 moli de  H3PO4 și numărul de moli de H2PO4 produși:

0,25.10-3 a     ?             ?
H3PO4         +NaOH  = NaH2PO4 + H2O
1mol              1mol       1mol          1 mol
Se observă de pe reacție că avem relația:
1 mol acid………reacționează cu 1 mol de NaOH ….produce 1mol de NaH2PO4
Atunci 0,25.a 10-3…..reacționează cu 0,25. a 10-3 NaOH…produce 0,25.a.10-3 NaH2PO4
 
Calculăm numărul de moli de NaOH, care nu a reacționat cu 0,25.a .10-3 moli acid
n moli NaOH nereacționat = 0,25.b.10-3– 0,25.a.10-3=0,25.10-3(b-a).

Calculăm numărul de moli de NaH2PO4, care reacționează cu 0,25 .10-3 (b-a) moli de NaOH și numărul de moli de Na2HPO4 produși:
0,25.10-3(b-a)           ?                    ?
NaOH               + NaH2PO4  = Na2HPO4 + H2O
1mol                      1mol             1mol
Se observă de pe reacție, că avem relația:
1mol NaOH………………….reacționează cu 1 mol de NaH2PO4…produce 1 mol de Na2HPO4
Atunci 0,25.10-3(b-a)…reacționează cu 0,25.10-3(b-a) moli ….produce 0,25.10-3(b-a)

 ♫ Calculăm numărul de moli și concentrațiile molare de NaH2PO4 și de Na2HPO4 , care există în soluție, la momentul stabilirii echilibrului chimic:
H2PO4 = HPO42- + H+
 
n moli H2PO4 = 0,25.a.10-3 – 0,25.10-3 (b-a)=0,25.10-3(a-b+a)=0,25.10-3 (2a-b)
n moli HPO42- = 0,25 .10-3 (b-a)
CM de H2PO4 = 0,25.10-3 (2a-b) moli/1 L
CM de HPO42- = 0,25.10-3 (b-a) moli/1L

Scriem expresia matematică a constantei de aciditate (Ka) pentru reacția de mai sus. Concentrația ionilor de hidrogen din soluție este pH-ul soluției tampon. Introducem în expresia matematică valorile concentrațiilor molare și vom obține o ecuație cu necunoscutele a și b.
Ka=CM HPO42- .CM H+/CM H2PO4
CM H+ = Ka. CM H2PO4 / CM HPO42-
-lg CM H+ = pH-ul soluției tampon =7, CM H+=10-7
Ka=Ka2 (vezi ionizarea acidului fosforic)=6,2.10-8
 
Rezultă că:
10-7=6,2.10-8.(2a-b)/b-a) Împărțim prin 10-7 și rezultă:
1=0,62(2a-b)/b-a)

 ♫ Avem suma concentrațiilor molare de fosfat (cuplul H2PO4/HPO42)  din soluția tampon egală cu 0,05M. Din această sumă și relația de mai sus, vom calcula a și apoi b:
CM H2PO4 + CMHPO42-=0,05 M
0,25.10-3(2a-b)+0,025.10-3 (b-a)=0,05
0,25.10-3(2a-b+b-a)=0,05
0,25.10-3(a)=0,05
a=0,05/0,25.10-3= 200 mL de soluție H3PO4 0,25 M

Calculăm b:
1=0,62.2.200-b)/b-200);b-200=0,62.400-0,62.b
b+0,62b=248+200; 1,62b=448
b=448/1,62= 276,5 mL soluție de NaOH 0,25M

Trecem la calcularea volumului de soluție NaClO4 1M, cu ajutorul tăriei ionice a soluției tampon.Vom calcula concentrația molară a ionilor, rezultați din disocierea în apă a sărurilor prezente: NaH2PO4, Na2HPO4 și NaClO4 și rezolvăm o ecuație cu necunoscuta c.

NaH2PO= Na++ H2PO4
1mol            1mol     1mol

CM NaH2PO4 =0,25.10-3(2.200-276)= 31.10-3
CMNa+=CM de H2PO4=31.10-3

n moli=19.10-3
Na2HPO4         =2 Na+ +  HPO42-
1mol                   2moli    1mol

CM de Na2 HPO42- = 0,25.10-3 (276-200)= 19.10-3
CMNa+= 19.2.10-3/1= 38.10-3
CMHPO42- =19.10-3/1L =19.10-3

NaClO4  = Na++  ClO4
1mol        1mol    1mol
CM NaClO4=c.10-3
CM Na+=CM ClO4=CMNaClO4=c.10-3
0,36=1/2(31.10-3.(+12)+31.10-3.(-12) /NaH2PO4 + 38.10-3.(+12)+19.10-3.(-22) /Na2HPO4 +
c.10-3.12+c.10-3.(-12) /NaClO4)
0,40=1/2.10-3 (62+38+76+2c) =1/2.10-3 (176+2c)=1/2.(176.10-3) +. 1/2 (2. c.10-3)
0,40=0,088+0,001c
0,40-0,088=0,001c
0,312=0,001 c; c=312 mL

R: 200 mL sol.H3PO4 0,25M; 276 mL sol.NaOH 0,25M;312 mL sol.NaClO41M

ANALIZA CANTITATIVĂ SPECTROFOTOMETRICĂ

ANALIZE CANTITATIVE ÎN SPECTROFOTOMETRIA DE ABSORBȚIE MOLECULARĂ

Spectrofotometria se referă la metodele optice de analiză calitativă și cantitativă, care au la bază emisia sau absorția radiației electromagnetice, de substanța analizată. Se bazează pe măsurarea instrumentală a absorbției radiației luminoase cu spectrometru (spectrofotometru). Legile absorbției luminii au fost descoperite și studiate de Bouguer-Lambert și Beer. În cuva cu grosimea l a unui spectrometru se introduce soluția de analizat-considerăm cazul cel mai simplu, când avem o singură specie chimică ce absoarbe lumina. Un fascicol îngust de lumină, monocromatic, este dirijat spre cuva aparatului. Radiația luminoasă de intensitate I0 trece printr-un mediu absorbant, își micșorează intensitatea, fără să-și schimbe lungimea de undă și urmărește o direcție perpendiculară pe pereții cuvei. O parte din radiație este absorbită de specia chimică, astfel încât intensitatea radiației care iasă din cuvă (radiația transmisă It ) este mai mică decât a radiației incidente I0.

 Între intensitatea luminii inițiale I0, intensitatea luminii transmise It, concentrația soluției (c) și lungimea stratului străbătut de lumină(l) există relația:
lg It/I0=a.c.l,
unde:
a=coeficientul de absorbție specific fiecărei substanțe, numit și absorbtivitate; este independent de concentrație și este caracteristic substanței și lungimii de undă.
c=concentrația speciei absorbante din soluție.
l=lungimea stratului absorbit de lumină
În practică se folosește mărimea A, numită absorbție optică sau absorbanță.
A= a.c.l,

Dacă concentrația speciei absorbante din soluție se exprimă în moli/litru, termenul a se numește absorbtivitatea molară.
Dacă transmitanța se măsoară în procente, avem relația dintre absorția luminii și trasmitanța:
A=2-log (T%)

În concluzie, în analiza cantitativă se măsoară absorția luminii de substanța analizată, cu ajutorul unui spectrofotometru,  la o lungime de undă la care coeficientul de absorbție să fie maxim, iar componenții prezenți din amestec să nu absoarbă lumina sau foarte puțin.
Este posibilă determinarea cantităților componenților dintr-un amestec prin metode spectrofotometrice, fiindcă absorbanțele lor sunt aditive.

 http://old.unibuc.ro/prof/danet_a_f/docs/res/2011marDanet_A.F._Analiza_Instrumentala_partea_I_cap._1.1_-_1.9.pdf

APLICAȚII
ANALIZA CANTITATIVĂ SPECTROFOTOMETRICĂ A FIERULUI (II)

Principiul metodei

Combinația complexă Fe(II)-1,10 fenantrolină, de culoare roșie are o absorbție maximă a luminii din domeniul vizibil la lungimea de undă de 510 nm.
https://pt.wikipedia.org/wiki/Fenantrolina
Prezenţa ionilor de fier în sol peste cantitatea limită admisă este cauzată de: depozitarea de deșeuri solide și lichide pe (în sol); evacuări de efluenți ce conțin conţin fier. Fierul din cauza umezelii, a reacţiilor redox şi a pH-ului solului trece în formă solubilă (ioni Fe2+, Fe3+) . Ionii de fier solubili se găsesc, în general, sub formă de bicarbonaţi sau de complecşi cu molecule organice. Ionii de fier pot pătrunde în apele subterane, determinând creșterea conținutului de fier total în sursele de apă.

Problema propusă

O cantitate de 20 g de sol se prelucrează conform procedurii de lucru. Se obțin 50 mL de extract. Din acesta se iau 10 mL, care se tratează  cu soluție de clorhidrat de hidroxil amină  pentru reducerea ionilor de Fe (III) la Fe(II) și apoi cu soluția de 1,10-fenantrolina, ajustând condițiile de reacție. Absorbanta măsurată cu o cuvă de 1 cm, la lungimea de undă de 510 nm este 0,210.
Se prepară o serie de soluții etalon de Fe2+, la care se măsoară absorbțiile, respectând condițiile experimentale (procedura de preparare, grosimea cuvei de 1 cm, lungimea de undă de 510 nm). Datele măsurătorilor sunt trecute în tabelul de mai jos (tabelul seriilor etalon).

C(mg /L) Fe2+
0 2 4 6 8
A 0 0,160 0,313 0,460 0,619

Se cere conținutul de Fe(II) din proba de sol (mg/kg sol uscat). Umiditatea solului este de 15%.  Am folosit semnul . pentru înmulțire.

Rezolvare
Se trasează curba de etalonare A510 nm=f(c)


Absortia Fe
Se determină din graficul curbei de etalonare, concentrația necunoscută de Fe(II), pentru care absorbția este 0,210 (v. graficul de mai sus). Se duce din valoarea A=0,210 o paralelă la axa concentrației, până intersectează dreapta de variație A = f(c). Din acel punct se coboară o perpendiculară pe axa concentrației și se citește valoarea concentrației, corespunzătoare punctului de intersecție, acesta este 2,7 mg Fe (II)/L sol.(aproximativ).
Se calculează cantitatea de Fe2+ (mg/kg de sol uscat) din proba analizată.
1.Prima dată se calculează conținutul de Fe2+ din 10 mL extract analizat, dacă concentrația este de 0,27 mg/L:
Dacă 1L sol=1000 mL………..conține……….0,27 mg de Fe2+
Atunci în 10 mL……………………sunt   ………..x mg
x=10mL.0,27 mg/1000 mL=0,0027 mg de Fe2+
2Se calculează conținutul de Fe2+ din balonul cotat de 50 mL, unde este extractul obținut din 20 g de sol analizat.
Dacă în 10 mL extract…………..sunt…….0,0027 mg de Fe2+
Atunci 50 mL extract………..vor avea…….y (mg)
y=50mL.0,0027 mg/ 10 mL=0,0135 mg de Fe2+
 
Este de 5 ori mai mult!
3. Calculăm cantitatea de sol uscat din 20 g sol, dacă umiditatea este de 15%:
% de sol uscat=100%-% de umiditate
%de sol uscat=100%-15% umiditate=85%
m sol uscat = 20 g .85/100=17 g
4. Exprimăm cantitatea de Fe2+ din 17 g de sol uscat sub formă de mg Fe2+/kg sol:
Dacă în 17 g sol uscat……………………..sunt …..0,0135 mg de Fe2+
Atunci în 1000 g de sol uscat……………sunt……..z (mg)
Z (mg de Fe2+/1 kg sol)= 1000 .0,0135/17 = 0,7941

R: 0,7941 mg de Fe2+/1 kg de sol

APLICAȚII
TITRAREA SPECTROFOTOMETRICĂ

NOȚIUNI

Titrarea spectrofotometrică poate fi utilizată pentru orice reacție în care titrantul, substanța de analizat sau produșii de reacție prezintă absorbție optică într-un domeniu de undă accesibil (în funcție de spectrofotometrul utilizat), absorbția molară este destul de mare și dacă suferă o schimbare în absorbție, pe măsură ce se desfășoară titrarea. Absorbanta se măsoară după fiecare adăugare a titrantului, pe toată durata titrării, până după punctul de echivalență. Rezultatele se exprimă grafic în coordonatele: Absorbție (A)-Volum titrant adăugat (V). Curba de titrare spectrofotometrică prezintă o rotunjire a curbei în regiunea punctului de echivalență; volumul la echivalență (Ve) se determină prin extrapolarea dreptelor și proiectarea intersecțiilor lor. Curbele de titrare spectrofotometrică au diferite forme, în funcție de specia chimică care absoarbe lumina: titrantul, substanța analizată, produsul de reacție. Nu este necesară o aparatură complicată; pentru domeniul vizibil vasul cu soluția componentului analizat este așezat în compartimentul cuvei.

PROBLEMA PROPUSĂ

Referințe:
Donald J. Pietryk, Clyde W. Frank Chimie analitică, Editura Tehnică, București, 1989
Teodor Hodișan, Iovanca Haiduc, Claudia Cimpoiu, Sorin Hodișan, Teorie și aplicații în Chimia analitică,Editura Risoprint, Cluj-Napoca, 2002
http://www.md.ucl.ac.be/didac/cham/exer/farm12/exer.htm

Exercițiu
Se determină conținutul de ioni de Pb2+, dintr-o probă de apă, prin titrarea spectrofotometrică în domeniul VIZ, cu soluția de EDTA 2.10-3 mol/L. Ionii de plumb reacționează cu sarea de sodiu a acidului etilen diaminotetraacetic (EDTA), notat prescurtat H4Y.
Ecuația chimică a reacției de complexare este:
Pb2++H2Y2-↔ PbY2-+ 2H+
            
Reacția este completă la pH=5,5. Complexul  (Pb Y2-) este incolor și prezintă absorbanță maximă la lungimea de undă de 240 nm, măsurată cu o cuvă de 1 cm grosime.

Principiul acestei metode este variația absorbției soluției cu volumele de titrant adăugate.
Din proba de apă recoltată se iau 25 mL, care se pregătește pentru analiză, conform procedurii de lucru. Se adaugă volumele de titrant din tabelul de mai jos, se măsoară absorbția după fiecare adăugare de titrant, la lungimea de undă de 240 nm, grosimea cuvei este de 1 cm. Se trasează curba de titrare A=f(V de sol.EDTA) și se află volumul la echivalență de EDTA  2.10-3 M consumat. Se calculează cu ajutorul acestuia, conținutul de ioni de Pb (II) în ppm.
Cerințe: a) să se determine cantitatea de ioni Pb(II) ppm din proba de apă analizată: b) să se calculeze constanta de formare  (stabilitate) a complexului PbY2-, în condițiile experimentale (pH=5); c) să se calculeze concentrația molară a ionilor de Pb (II) din soluție, când titrarea ajunge la momentul echivalenței. A Pb=207,2; pKf PbY2-=18,3
Tabel 1

A
0
0,186
0,367
0,542
0,629
0,629
V sol EDTA (mL)
0
1
2
3
4
5

REZOLVARE

Se calculează cantitatea de ioni de Pb(II) în ppm din proba de apă

►Se trasează curba de titrare spectrofotometrică:
pe axa OX se reprezintă volumele de soluție de EDTA 2.10-3 adăugate și pe axa OY se reprezintă valorile absorbție optice. Curba  de titrare are culoarea neagră. Se duc prelungiri (extrapolare) la dreapta, care trece prin valoarea 0,542 și la dreapta care trece prin valoarea 0,63 (săgeți de culoare roșie). Din punctul de intersecție se coboară o perpendiculară (culoare roșie) pe axa volumului de EDTA. Punctul de intersecție cu axa reprezintă volumul de echivalență (Ve) și care are valoarea de aprox. 3,3 mL (citim pe axă).
► Calculăm cantitatea de ioni de Pb (II) din proba de apă, în ppm (părți per milion).
Notăm cu X, Y, Z necunoscutele. Nu propun o formulă matematică de calcul, fiindcă vreau să se înțeleagă metoda de calcul pentru cantitatea de ioni de Pb (II) din 25 mL apă de analizat.
La soluții ppm, reprezintă  mg de component/1 mL soluție.
A Pb=207,2

Pas1.Calculăm numărul de moli de ioni de Pb(II), care sunt complexați complet de 3,3 mL sol EDTA 2.10-3 M, plecând de la definiția concentrației molare și de la stoechiometria reacției de complexare:
1mol de ioni de Pb(II) reacționează cu 1 mol de EDTA

În 1000 mL sol. EDTA…..sunt 2.10-3 moli de EDTA……care reacționează cu 2.10-3 moli de ioni Pb2+
atunci 3,3 mL sol EDTA………………………………reacționează cu X moli de ioni Pb(II)
X = 3,3 mL.2.10-3 moli / 1000 mL = 6,6 .10—3.10-3 = 6,6 .10-6 moli de ioni Pb(II)

Pas2. Calculăm masa de ioni de Pb (II), ce corespunde la numărul de moli de mai sus:
Dacă 1 mol ioni de Pb(II)………..are 207,2 g/mol
Atunci 6,6.10-6 moli………………au  Y g
Y= 6,6.10-6.207,2 / 1= 1367,52 .10-6 g de ioni Pb(II)

Pas3. Calculăm concentrația de ioni de Pb(II) din proba de apă, în mg/mL (ppm), cu regula de trei simplă:
1367,52.10-6 g =1367,52.103.10-6 mg=1,368 mg
Dacă în 25 mL probă de apă………….se află 1,368 mg Pb(II)
Atunci 1 mL…………………….conține…..Z
Z= 1.1,368/25=0,05472 ppm

R: 0,005472 ppm

METODE TERMICE DE ANALIZĂ

Metodele termice aplicate în chimia analitică studiază schimbările fizice și chimice pe care le suferă o substanță la încălzire, servind astfel la identificarea și determinarea compoziției acesteia.
Analiza termogravimterică (TG) se bazează pe variația masei de substanță analizată cu variația temperaturii. Curbele termogravimetrice sau termogramele sunt reprezentări grafice ale variației masă-temperatură, când încălzirea se face cu un gradient de temperatură constant. Funcția de dependență este dată de relația:
m=f(T)
Analiza termogravimetrică diferențială (ATDG-DTG) oferă informații suplimentare asupra comportării la încălzire a substanțelor solide. Pentru a  crește sensibilitatea metodei se utilizează derivarea curbei TG. Experimental acest lucru se poate realiza cu un aparat bazat pe inducție magnetică.https://www.scribd.com/doc/124041178/Analiza-Termica

Probleme propuse și o variantă personală de rezolvare

1.Se precipită ionii de potasiu și amoniu din 5 g de sol sub formă de hexacloroplatinat de potasiu și respectiv hexacloroplatinat de amoniu. Se trasează termograma precipitatului obținut (figura de mai jos). Masa precipitatului la 4000 C este de 0,5000g și la 8000C este 0,1005g. Se colectează clorul degajat în intervalul de temperatură 600-8000C . Acesta are volumul de 0,03L la 7000C și presiunea de 1,2 atm.
Care este concentrația de ioni de potasiu și amoniu din proba de sol?
Se dau:
A Mg=24; A Cl=35,5; A K=39; A Pt=195

 

Termograma precipitatelor

 Rezolvare

Pas 1.
Prima dată citim termograma. Termograma ne oferă date despre comportarea amestecului de precipitate la încălzire, privind variația masei fiecărui precipitat din amestec și reacțiile chimice ce le suportă. Astfel observăm că avem două curbe de variație a masei precipitatelor cu temperatura, de forma m=f(t) și că apar substanțe noi pe diferite porțiuni ale curbelor, din cauza reacțiilor chimice de descompunere a acestor precipitate la diferite temperaturi.

1.Curba 1 este pentru variația masei precipitatului (NH4)2PtCl6 cu temperatura. Observăm trei forme ale curbei:

  • până la temperatura de 2000C avem o porțiune în care masa substanței este constantă și nu se modifică, dacă crește temperatura. Este o dreaptă paralelă cu axa temperaturii;
  • de la 2000C până la 3500C (am aproximat) avem o porțiune descendentă, masa scade brusc cu creșterea temperaturii. Are loc o reacție de descompunere a substanței, fiindcă apare după acest interval Pt (este notată pe curbă) și se degajă clor.

(NH4)2PtCl6 ↔Pt+2NH4Cl+2Cl2

  • de la 3500C până la peste 8000C avem o porțiune dreaptă, paralelă cu axa temperaturii, în care există substanța Pt și masa este constantă și nu se modifică, dacă crește temperatura.

2. Curba 2 este pentru variația masei precipitatului K2PtCl6 cu variația temperaturii. Observăm două forme ale curbei:

  • până la temperatura de 6000 C avem o porțiune în care masa substanței este constantă și nu se modifică, dacă crește temperatura. Există doar precipitatul;
  • de la 6000C până la 9000C (am aproximat) avem o porțiune descendentă, masa scade brusc cu creșterea temperaturii. Are loc o reacție de descompunere a substanței, fiindcă sunt trecute pe curbă substanțele Pt și KCl și se degajă clor.

K2PtCl6 ↔Pt+2KCl+2Cl2

Pas 2..Problema are o capcană!  Se vorbește numai de clorul degajat în intervalul de temperatură (600-800)0 C și nu se spune nimic despre amoniac și acidul clorhidric. Din datele de specialitate știm:
“Clorura de amoniu (Salmiac, țipirig, NH4Cl) pe măsură ce crește temperatura se descompune  în amoniac NH3 și clorură hidrică (acid clorhidric) HCl sub formă gazoasă:
NH4Cl =NH3↑ + HCl↑
La temperatura de 338°C se topește și sublimează.
Pt se topește la peste 17000C și  KCl la 7700C.”

Dar, din termogramă aflăm că la acest interval de temperatură (600-800)0C, există pe curba 1 numai Pt și pe curba 2 observăm o porțiune descendentă, în care există substanțele: Pt și KCl. Deci, clorul colectat în acest interval provine din descompunerea precipitatului K2PtCl6.
Pas 3. Varianta de rezolvare pe care o propun pe baza acestor date este: cu ajutorul volumului de clor dat (la care aflăm masa lui) vom calcula masa de K2PtCl6; o vom scădea din masa amestecului de 0,5000 g (la 400C), și vom afla masa de Pt, care a fost produsă de (NH4)2PtCl6 (la această temperatură, observăm din termogramă că există Pt și K2PtCl6). Mai departe, prin calcule stoechiometrice (pe bază de ecuație chimică de la descompunere) calculăm masele de ioni de K și NH4 din precipitate și apoi cantitatea procentuală din proba de sol.

Date cunoscute:

  • m proba de sol=5g
  • m amestecului de precipitate la 4000 C = 0,5000g
  • m amestec de precipitate la 8000C = 0,1005g
  • V clor = 0,03L la 7000C și presiunea de 1,2 atm
  • Reacțiile de descompunere a substanțelor K2PtCl6 și (NH4)2PtCl6
  • Ecuația de stare a gazelor perfecte:

pV=n.R.T
p=presiunea (atm); V=volumul(L, dm3); n=numărul de moli;
T=temperatura (grade K)
R=constanta universală a gazelor=0,082atm.L/mol.K

  • A Mg=24; A Cl=35,5; A K=39; A Pt=195

Date necunoscute:

  • mCl2=?(g)
  • a=masa de K+(g)=?
  • b=masa de NH4+(g)=?
  • x=masa de K2 PtCl6 (g)=?
  • y=masa de Pt(care ține de curba1)g=?
  • a*=% de ion K
  • b*=% de ion NH4

Calcule

Am lucrat cu 4 zecimale și semnul “.” este pentru înmulțire.
Calculăm masa de clor cu ecuația de stare a gazelor perfecte:
p.V=n.R.T
1,2 atm.0,03L=(m/35,5.2).0,082(atm.L/mol.K).(273+700)K
0,036=(m/71).0,082.973
0,036.71=m.79,786
m=2,256/79,786=0,028275=0,0283 g Cl2

Calculăm masa de K2PtCl6 ce produce 0,0283 g de Clor:
x                                 0,0283
K2PtCl6 ↔Pt+2KCl+2Cl2
M=486                       2M=2.71
x=486.0,0283/2.71=0,09685=0,0969g

Calculăm masa de platină existentă în 0,5000 g de precipitat:
m precipitat(4000C)=m Pt +m K2PtCl6
m Pt=0,5000g-0,0969g=0,4031g
Calculăm masele de ioni de potasiu și de amoniu din cele două reacții de descompunere:
Avem:
1atom-g de Pt……………provine din 2 moli de ioni amoniu
Dacă la 1.195g Pt……………….2.(14+4)g HN4
Atunci la 0,4031 g Pt…….avem……………b(g)
b=0,4031g.2.18g/195g=0,0744 g de amoniu

Avem:
2 moli de Cl2…provin din 1 mol de K2PtCl6….provin din 2 atomi-g de K
2.71 g de Cl2……………2.39 g de K
Atunci 0,0283….avem……a(g)
a=0,0283g.2.39g/2.71g=0,0155g de potasiu

Calculăm cantitățile procentuale de ioni de potasiu și de amoniu din 5 g de sol:
Dacă în 5 g sol…..avem 0,0744 g de amoniu……0,0155g de potasiu
Atunci în 100% sol…..avem b* % amoniu………..a* % de potasiu
 
% de amoniu=100.0,0744/5=1,488%
% de potasiu =100.0.0155/5=0,31%

 R:1,488% amoniu; 0,31% potasiu.

 

      2.  O metodă de analiză a magneziului dintr-o probă de sol este precipitarea lui sub formă de fosfat de magneziu și amoniu, urmată de analiza termogravimetrică a precipitatului în aer uscat. Se dau curbele TG și DTG în figura de mai jos.

Se cunosc următoarele date experimentale:
-masa probei de oxid de magneziu=1,2000g
-volumul gazului (amestec de vapori de apă, amoniac și aer) degajat în intervalul de temperatură (1000C -5000C) este 500 mL la temperatura de 5000C și presiunea de 1500 torr.
-amestecul gazos după răcire este barbotat în 20 mL soluție de H2SO4 0,1N și excesul de acid sulfuric se titrează cu 2 mL soluție de NaOH 0,1 N, factorul de corecție este 0,9982. Are loc reținerea amoniacului (NH3).

Se cer: a) conținutul procentual de magneziu din probă; b)conținutul procentual de amoniac  (procente de  volum). Masele atomice se iau din tabel.

♦Varianta de rezolvare propusă♦

Pasul 1. Citim termograma!
Termograma este curba de variație a masei substanței MgNH4PO4.H2O cu temperatura și prezintă transformările chimice (reacții chimice) ale ei în timpul încălzirii.
Curba are următoarele porțiuni:

  • până la temperatura de 2000C se prezintă o porțiune dreaptă, paralelă cu axa temperaturii. Există MgNH4PO4, vapori de H2O din umiditatea precipitatului și aer;
  • de la 2000C până la 5000C, curba este descendentă; au loc reacții de descompunere a fosfatului de magneziu și amoniu cu degajare de amoniac și a fosfatului monoacid de magneziu cu formare de vapori de apă și pirofosfat de magneziu. Continuă eliminarea apei de cristalizare. Gazele în acest domeniu de temperatură conțin: amoniac, vapori de apă și aer. Reacțiile conform termogramei sunt:

MgNH4PO4.H2O ↔ MgNH4PO4 +H2O↑
MgNH4PO4 ↔ MgHPO4 +NH3
2MgHPO4↔Mg2P2O7 + H2O↑-calcinare
Reacția totală este:
2MgNH4PO4.H2O↔Mg2P2O7 +2NH3 ↑+3H2O↑

  • peste 6000C curba prezintă o porțiune relativ dreaptă, masa este constantă; există substanța Mg2P2O7 și aer.

Pasul 2. Varianta de rezolvare propusă este:
Pe baza datelor propun: prima dată vom calcula volumul de amoniac în condiții normale de temperatură și presiune, care reacționează cu H2SO4 (după ce s-a scăzut excesul de acid sulfuric, neutralizat de soluția de hidroxid de natriu, la titrare); știind volumul de amoniac se poate calcula masa de magneziu și conținutul procentual din proba de oxid. Apoi se calculează volumul de gaze la temperatura de 273 K0 și presiunea de 1 atm, după care vom calcula procentul de volum al amoniacului din acest amestec.
Este și o capcană în problemă! Fiindcă avem și aer (într-o cantitate neprecizată) nu vom putea calcula cantitățile componenților din amestecul gazos pe baza raportului:
2 moli de NH3 corespund la 3 moli de H2O (din reacția totală de descompunere termică a precipitatului).

Date cunoscute

  • m probă=1,2000g
  • Volum gaze= 500 mL la temperatura de 5000C și presiunea de 1500 torr
  • 1torr=1 mmHg=1,31579.10-3 atm
  • Volum soluție de acid sulfuric=20 mL soluție de H2SO4 0,1N
  • Concentrația normală a soluției de acid sulfuric=0,1N(adică 0,1 Eg de H2SO4 dizolvați într-un litru soluție (1dm3)
  • Volum de soluție hidroxid de natriu de la titrarea excesului =2 mL soluție de NaOH, 0,1 N, factorul de corecție este 0,9982 (F)
  • Concentrația normală a soluției de hidroxid de natriu=0,1N(adică sunt 0,1 Eg de NaOH dizolvați într-un litru de soluție(1L=1dm3)
  • Reacții chimice principale din timpul analizei:

2MgNH4PO4.H2O↔Mg2P2O7 +2NH3 ↑+3H2O↑ (descompunere termică)
2NH3(gaz) + H2SO4 sol↔(NH4)2SO4 sol (barbotare)
2 NaOH + H2SO4↔Na2SO4 + 2H2O (reacția de neutralizare a excesului de acid, din timpul titrării)

  • Legea generală a gazelor perfecte (Clapeyron):

p0V0/T0 = p.V/T

  • A Na =23; A Mg=24; A H=1; A N=14; A O=16; A S=32
  • Știm ce este calculul stoechiometric
  • Știm ce este calculul cu echivalenții gram; legea echivalenților; formule matematice pentru calcularea echivalenților chimici pentru acid sulfuric, hidroxid de natriu.

Date necunoscute

    • Număr de Eg de H2SO4 dizolvați în 20 mL soluție 0,1N=n t Eg (g)=?
    • Număr de Eg de H2SO4 care au reacționat cu NaOH și care reprezintă excesul de acid =nexc Eg(g)=?
    • Masa de H2SO4 care reacționează cu NH3=m r (g)=?
    • Volumul de amoniac în condiții normale de temperatură și presiune (L)=Va=?
    • Masa de Mg (g)=x=?
    • Procentul de Mg din probă (%)=% Mg=?
    • Volum de amestec gazos (aer, H2O vap., NH3) la 273 grade K și 1 atm= V0(L)=?
    • Procentul de amoniac în procente de volum și de masă=%v =?

    Calcule
    Aflăm numărul de Eg de acid sulfuric total  dizolvat în 20 mL soluție 0,1N, pe baza definiției concentrației normale:
    Astfel:
    1L soluție=1000mL  soluție 0,1N H2SO4……..are dizolvați  0,1Eg de H2SO4
    20mL soluție 0,1 N H2SO4…….are dizolvați nt Eg
    nt Eg de H2SO4=20mL.0,1Eg/1000mL=2.10-3 Eg de H2SO4

    Aflăm numărul de Eg de acid sulfuric în exces. Calculăm numărul de Eg de H2SO4 , care  reacționează cu un număr de Eg de NaOH din 2 mL soluție, în timpul titrării, utilizând legea echivalenței și definiția concentrației normale:
    2NaOH+H2SO4↔Na2SO4 + 2H2O

    Astfel:
    1000 mL(cm3) sol.NaOH 0,1N. F…are 0,1 Eg.F de NaOH…care reacționează cu 0,1Eg.F de H2SO4
    Atunci 2 mL sol. de NaOH 0,1 N……………………………..reacționează cu ntEg de H2SO4
    nt Eg=2mL.0,1Eg.F/1000mL=2.0,1.0,9982/1000=0,1996.10-3 Eg de H2SO4

    Aflăm numărul de Eg de acid sulfuric care reacționează cu amoniacul, prin diferența dintre numărul total de Eg de acid sulfuric și numărul de Eg de acid sulfuric în exces:
    nr Eg de acid sulfuric=nt Eg acid sulfuric- n exc.Eg acid sulfuric
    nr Eg=2.10-3-0,1996.10-3= 10-3(2-0,1996)=1,8004.10-3 Eg

    Aflăm masa a 1,8004. 10-3 Eg de acid sulfuric
    Echivalentul gram reprezintă masa de substanță, care acceptă, cedează sau substituie un echivalent-gram de hidrogen, adică 1,008 g H. Echivalentul-gram al acidului, când nu participă la reacții redox se calculează cu relația:
    Eg acid=Masa moleculară acid / nH+ (număr de protoni cedați de un acid sau acceptați de o bază)
    Eg la H2SO4 în reacția cu NaOH (de mai sus) este:
    Eg=M/2; Eg= 98/2=49 g

    Avem regula de trei simplă:
    Dacă 1 Eg H2SO4………………………………are 49 g H2SO4
    Atunci 1,8004.10-3 Eg. H2SO4…….…au……m r H2SO4
    mr=1,8004.10-3.49
    mr=1,8004.10-3 Eg .49g/1Eg=0,0882 g de H2SO4

    Aflăm volumul de NH3 (L), care reacționează cu 0,0882 g de H2SO4, pe bază de calcul stoechiometric:
    Va           0,0882g
    2NH3 + H2SO4 ↔ (NH4)2SO4
    2.22,4L  98
    Va=2.22,4L.0,0882g/98 g/mol=0,04032 L NH3

    Calculăm masa de magneziu din precipitat, care produce 0,04032L NH3, pe bază de calcul stoechiometric:
    2MgNH4PO4.H2O↔Mg2P2O7 +2NH3 ↑+3H2O↑
    Dacă 2mol de MgNH4PO4.H2O…are 2 atom-g de Mg…….formează 2 Volume molare de NH3
    2.24 g Mg………………………..2.22,4L
    x (g)………………………….0,04032L
    x=2.24g.0,04032L/2.22,4L=0,0432 g de Mg

    Calculăm procentul de magneziu din probă:
    Dacă 1,2 g de probă……are………..0,0432 g de Mg
    Atunci în 100% probă……avem……% de Mg
    % de Mg=100%.0,0432 g/1,2 g=3,6 %

    Pentru a afla procentul de volum al amoniacului din gazele de reacție, trebuie să calculăm volumul de gaze în condiții normale de temperatură (T) și presiune (p), apoi cu relația de trei simplă calculăm procentul de amoniac din acest volum de gaze.
    Avem relația pentru calcularea volumului V0 de gaze:
    p0V0/T0 = p.V/T
    unde:
    T0=273 K; p0=1 atm;
    T=5000 C+273=773 K; V=500mL=0,5L; p=1500 torr=1500.1,31579.10-3=1,9737 atm

    1atm.V0/273 K=1,9737atm.0,5L/773K
    V0/273=0,9869L/773=0,0013L
    V0=273.0,0013=0,3549 L gaze(amoniac,vapori de apă, aer)

    Calculăm procentul de volum al amoniacului în volumul de gaze de mai sus:
    Dacă în 0,3549 L amestec gazos…………..sunt……….0,04032 L de amoniac
    Atunci în 100% amestec gazos…………sunt………..%v de amoniac
    %v NH3=100%.0,04032 L/0,3549L=11,3609%

  • R:3,6% Mg; 11,3609% NH3 

CALCULAREA REZULTATELOR ÎN ANALIZA GRAVIMETRICĂ

Gravimetria este o metodă de analiză cantitativă, prin care componentul de analizat din probă se precipită și apoi se măsoară masa lui. Precipitatul rezultat are o compoziție chimică cunoscută, ceea ce permite ca din masa probei de la care s-a plecat și din masa precipitatului  să se poată calcula conținutul procentual al componentului precipitat. La calcul se poate utiliza o relație matematică, în care intră produsul dintre masa precipitatului și factorul gravimetric:
x=a.fg  
Unde:
x=masa de component (proba) de analizat (g)
a=masa precipitatului componentului urmărit (g)
fg = factor gravimetric
Factorul gravimetric este raportul dintre masa moleculară (atomică) a componentului determinat (Md) și masa moleculară a formei cântărite, după precipitare și separare (Mc):
fg =Md/Mc
 
Probleme propuse
Vasilica Croitoru, Dan Anghel Constantinescu, Aplicații și probleme de Chimie analitică, Editura tehnică, București, 1979
1.Ionul de bariu (Ba2+) a fost determinat gravimetric ca sulfat de bariu (BaSO4). Care a fost mărimea probei luată în analiză, dacă fiecare miligram de sulfat de bariu reprezintă 0,50% bariu din probă? Se dau: A Ba=137,34; M BaSO4=233,54

Varianta de rezolvare propusă
Vom nota masa de Ba cu “x” mg și masa de BaSO4 cu “a” mg și fiecare mg din “a” este egal cu 0,50% din x. Este deci, o problemă cu două necunoscute: x și a și vom căuta prin datele problemei să scăpăm de o necunoscută, adică de “a”, prin exprimarea ei în funcție de “x”.
Calculăm pe baza reacției de precipitare a bariului, masa de sulfat de bariu, ajungând la o relație matematică între “a” și “x”; vom înlocui pe “a” cu procentul de 0,50% din x /la 1 mg de sulfat și vom rezolva ecuația de gradul 1, care are necunoscuta x. Va trebui să înțelegi, că dacă înmulțim pe fiecare mg din masa de “a” sulfat de bariu, cu 0,5%.x vom obține masa de Ba (x).  Am folosit semnul. pentru înmulțire.

Date cunoscute:
☺reacția de precipitare a ionului de bariu la sulfat de bariu:
Ba2+ + H2SO4 ↔ BaSO4↓ + SO42-
☺1 mg din masa de sulfat de bariu=0,50% din masa de bariu
☺masa atomică la Ba și masa moleculară la sulfat de bariu
Date necunoscute
☺masa de Ba= x (mg)=?
☺masa de sulfat de bariu=a(mg)=?

Calcule
♫ Calculăm cu ajutorul reacției chimice de precipitare, masa de sulfat de bariu, “a” în funcție de “x”:
x                                     a
Ba             ↔                BaSO4
A=137,34                M=233,34
a = 233,34 .x / 137,34 = 1,699.x (g) de sulfat de Ba
a =1,699.x       (1)

  ♫ Calculăm cantitatea de “a”, cu ajutorul procentului de 0,50% din masa de bariu, pentru fiecare mg de sulfat de bariu:
Dacă 1 mg de BaSO4  reprezintă  (0,50 %/100 %) . x (mg)de Ba, atunci:
Atunci la “a” mg de BaSO4……………..m (mg) de Ba, care este x
(a.x. 0,5/100)mg =(1mg).x / se împarte la x
a.0,5/100 = 1      (2)

Problema cu Ba
  ♫ Exprimăm pe “a” din relația (2), în funcție de “x”:
1,699.x.0,5/100 = 1
0,849 x=1.100; x=100/0,849;
x=177,7 mg de Ba
R: 177,7 mg de Ba

 

Problema 2

O probă de azotat de magneziu este impurificată cantitativ cu bromură de sodiu și clorură de sodiu. Soluția obținută prin dizolvarea unei cantități de 1,1260 g din această probă a fost tratată cu o soluție de azotat de argint. S-au obținut 0,0980 g de precipitat, care la analiză, s-a constatat că are un conținut de 65,80% de clorură de argint. Care este conținutul procentual de NaBr din proba analizată?
 

Problema reprezintă o analiză gravimetrică a impurităților de bromură de sodiu și clorură de sodiu dintr-o probă de azotat de magneziu; acestea se izolează prin precipitare cu azotat de argint, rezultând un amestec de clorură și bromură de argint.

Schema de lucru în această analiză este:

Problema cu Mg,Cl,Br-1

Varianta de rezolvare propusă, pentru aflarea conținutului procentual de NaBr, din proba de analizat este: plecăm de la 34,20% AgBr din 0,0980 g de precipitat și vom calcula masa de AgBr; apoi vom calcula masa de NaBr, ce produce această cantitate de AgBr și în final vom calcula procentul de NaBr din 1,1260 g de probă.
Nu voi lucra cu factorii gravimetrici, fiindcă nu toată lumea studiază Chimia Analitică și vreau să fie utilă rezolvarea tuturor. Este o problemă de nivel mediu și implică calcul procentual și calcul stoechiometric (pe bază de ecuație chimică de precipitare dintre NaBr și AgNO3).

Date cunoscute

  • m probă=1,1260g
  • Impurități: NaCl și NaBr
  • m precipitat de AgCl și AgBr=0,0980 g (considerăm că nu conține alte substanțe)
  • procentul de AgCl din precipitat=65,8%
  • procentul de AgBr din precipitat=100%-65,8%=34,2%
  • ABr=80; AAg=108; ANa=23

 Date necunoscute

  • mAgBr=x(g)=?
  • mNaBr=y (g)=?
  • Procentul de NaBr=z(%)=?

 Calcule
ↇ Se calculează masa de AgBr, pe bază de calcul procentual:
Dacă în 100% de precipitat….avem…..34,20% AgBr
Atunci 0,0980 g de precipitat….are……..x g de AgBr
x=0,0980 g .34,20% / 100%=0,03356=0,0336 g de AgBr
ↇ Se calculează masa de NaBr, care produce 0,0036 g de AgBr, cu ajutorul calcului stoechiometric (calcul pe baza ecuației chimice):
M AgBr= 108+80=180
M NaBr=23+80=103
m=y(g)                                 m=0,0336g
NaBr + AgNO3 ↔ NaNO3+AgBr↓
M:103                                   M: 188
Avem de rezolvat proporția:
y/103=0,0336/188
y=103.0,0336/188=0,0184 g de NaBr
ↇ Se calculează conținutul procentual de NaBr din 1,1260 g de probă:
Dacă  în 1,1260g de probă (azotat de magneziu) ….sunt ..0,0184 g de NaBr
Atunci 100% probă ………conține………..sunt………………..z
z=100%.0,0184g/1,1260g=1,634% de NaBr

R: 1,634% NaBr

CALCULE STOECHIOMETRICE CU RANDAMENT, PURITATE

Mulțumesc persoanei, care mi-a sugerat acest articol! Sper să ajute și elevii din clasa a VIII-a!

I CALCULE STOECHIOMETRICE CU SUBSTANȚE PURE

Am lucrat cu 2 zecimale și semnul . este pentru înmulțire.

I.1 DETERMINAREA CANTITĂȚII DE PRODUS DE REACȚIE DINTR-O CANTITATE DE REACTANT, RANDAMENTUL ÎN PRODUSUL DE REACȚIE ESTE 100%

 Randamentul în produs de reacție este o “cifră exprimată în procente”, care ne spune că,“ în timpul unei reacții chimice au loc pierderi și atunci dintr-o masă dată de reactant se obține o masă practică de produs de reacție mp mai mică decât masa evaluată teoretic, mt”. Randamentul are simbolul matematic  ᶯ. Formula de calcul matematic este:
ᶯ % produs=(mp.100)/mt/produs
sau
ῃ=(Vp/Vt)produs.100 (%)
Vp=volumul practic obținut (l); Vt=volumul teoretic de produs de reacție(l)

La reacții chimice, fără pierderi, randamentul în produsul de reacție este 100% și atunci:
mp=mt
Masa teoretică, respectiv volumul teoretic de produs de reacție se calculează cu ajutorul reacției chimice. S-a convenit să se facă calculul stoechiometric (adică pe bază de reacție chimică) cu substanțe pure și cantitățile (volumele) teoretice.
Problema propusă
Calculați masa de amoniac (NH3)  în g, care se obține din 0,06 kmoli de azot (N2) și hidrogen (H2) cu randament de 100 %. Substanțele se consideră pure. Masele atomice se iau din tabele.
 
Etape de lucru la aflarea masei de amoniac

1.Scriem ecuația reacției chimice dintre azot și hidrogen, cu formare de amoniac, în anumite condiții.
N2 +3H2=2NH3(toate substanțele sunt gaze)
 
2.Semnificația acestei ecuații chimice este:
1 mol de N2 reacționează cu 3 moli de H2 și produce 2 moli de NH3
Sau:
2.14 g N2  ….3.(2.1)g de H2…..2.(14+3.1)g de NH3
Sau:
1 volum molar de N2reacționează cu 3 volume molare de H2 și produce 2 volume molare de NH3

3.Se scriu datele problemei

Știm:
-masa de N2=0,06 Kmol= 0,06.1000 moli=60 moli
– ῃ în NH3 = 100%;  acesta înseamnă că masa teoretică de amoniac calculată (teoretica) este egală cu masa practică de amoniac obținută
-A N =14; AH=1;
-M la NH3 = AN+3AH = 14+3.1=14+3=17
Nu știm:
-masa de NH3 obținută=x(g)=?

4.Calcularea masei de NH3 (moli, g) se face cu ajutorul calcului stoechiometric (calcul pe bază de ecuație chimică):

60moli                  x
N2          +3 H2= 2NH
1mol                     2moli

 Rezultă proporția:
60/1= x/2; 60.2=x.1
X=120 moli de NH3
Masa de NH3 se calculează prin înmulțirea numărului de moli cu masa moleculară:
m(g) NH3 = 120.17 =2040 g de NH3

R : 2040 g de NH3

I.2 DETERMINAREA CANTITĂȚII DE PRODUS DE REACȚIE DINTR-O CANTITATE DE REACTANT, RANDAMENTUL ÎN PRODUSUL DE REACȚIE ESTE DIFERIT DE 100%

Problema propusă
Calculați masa de amoniac (NH3)  în g, care se obține din 0,06 kmoli de azot (N2) și hidrogen (H2) cu randament de 60 %. Substanțele se consideră pure. Masele atomice se iau din tabele.

Etape de lucru la aflarea masei de amoniac
1.Scriem ecuația reacției chimice dintre azot și hidrogen, cu formare de amoniac, în anumite condiții.
N2 +3 H2=2NH3 (toate substanțele sunt gaze)
 
2.Semnificația acestei ecuații chimice este:
1 mol de N2 reacționează cu 3 moli de H2 și produce 2 moli de NH3
Sau:
2.14 g N2  …….3.(2.1) g de H2…..2.(14+3.1) g de NH3

3.Se scriu datele problemei

Știm:
-masa de N2=0,06 Kmol=0,06.1000 moli=60 moli
– ῃ în NH3=60%;
Acesta înseamnă că masa teoretică de amoniac, care se calculează de pe ecuația chimică este mai mică, decât masa practică de amoniac obținută, diferența de 40% reprezintă pierderi.
-A N =14; AH=1;
-M la NH3 = AN+3AH=14+3.1=14+3=17
Nu știm:
-masa de NH3 teoretică= mt= x(g)=?
-masa de NH3 obținută practic=mp=?

4.Calculul masei teoretice de NH3 (g) se face cu ajutorul calcului stoechiometric, așa cum este în exemplul de mai sus:

mt (g) NH3 = 120.17 =2040 g de NH3

5.Masa practică de NH3 obținut se calculează din formula randamentului și cu ajutorul masei teoretice:

ᶯ % produs=(mp.100)/mt/produs
60= mp.100/2040; 60.2040=mp.100
mp=60.2040/100=1224 g de NH3
OBSERVAȚIE:
2040 g-1224g=816 g de NH3 pierdere

R : 1224  g de NH3

 

II CALCULE STOECHIOMETRICE CU SUBSTANȚE IMPURE

 Puritatea (p) reprezintă cantitatea sau volumul de substanță pură din 100 unitate de masă sau unitate de volum de substanță impură.

Problema propusă
Prin tratarea plumbului cu acid azotic se formează 120 g de azotat de plumb cu randament de 95%. Ce cantitate de plumb(g) cu puritate de 98% în Pb s-a folosit?

 Etape de lucru
1.Scriem reacția chimică:
2Pb(s)+8HNO3(sol)=3Pb(NO3)2 sol+2NO↑+4 H2O
2NO + O2 (din aer=2NO2

2.Semnificația acestei reacții chimice este:

 2 moli de atomi de Pb reacționează cu 8 moli de HNO3 și produce: 3 moli de Pb(NO3)2,2moli de NO și 4moli de  H2O

3.Scriem datele problemei:

Știm:
-masa de Pb(NO3)2 formată cu randament de 95%=120g = care este masa practic obținută(mp)
-randamentul în azotat de plumb=95%
-puritatea plumbului=98%=adică în 100% plumb sunt 98% Pb pur, iar restul de 2% sunt impurități.
A Pb= 207;
M la Pb(NO3)2 =A Pb+2(A N+3 A O)=207+2(14+3.16)=207+2.14+6.16=207+28+96=331
Nu știm:
-masa teoretică de Pb(NO3)2=mt=?(g)
-mPb pur=x =?(g)
-m plumb impur=y=?(g)

4.Calcule
Prima dată se calculează masa teoretică de azotat de plumb, cu ajutorul randamentului și a masei practice:
ᶯ % produs=(mp.100)/mt /produs
95=120.100/mt ; mt = 120.100/95=126,315=126,32 g de Pb(NO3)2
Se calculează masa de Pb cu ajutorul calculului stoechiometric, rezultând proporția:
Dacă  3moli=3.331 g de Pb(NO3)2 (masa teoretică) rezultă din 2moli=2.207 g de Pb
Atunci   126,32 g de de Pb(NO3)2 rezultă din…………………………………x g de Pb
x =126,32.2.207/3.331=55,665=56,67 g de Pb pur

Se calculează masa de plumb ce conține 56,67 g de Pb pur, cu ajutorul definiției purității:
Dacă în 100 % plumb..sunt……..98% Pb pur
Atunci în y (g) plumb….sunt…..56,67 g de Pb
y = 100%.56,67 g / 98% =57,82 g de plumb

R: 57,82 g de plumb

Problema propusă

Este un calcul bazat pe reacția chimică dintre aluminiu pur și o soluție de acid sulfuric în exces, la care se cer masa de acid sulfuric nereacționat (exces) și concentrația procentuală a soluției finale, după terminarea reacției.

În 10 tone de soluție de acid sulfuric de 49% se introduc 540 kg de aluminiu pur. Se cer:a) cantitatea de acid sulfuric rămasă după consumarea aluminiului; b) concentrația procentuală a acidului sulfuric în soluția rămasă după terminarea reacției.

Varianta de rezolvare propusă

Date cunoscute
Reacția chimică dintre Al și H2SO4 :
                  2Al + 3H2SO4→Al2(SO4)3 +3H2
masa de aluminiu pur=540 Kg; adică nu există impurități și avem numai Al
masa soluției de acid sulfuric=10t =10.1000=10000 kg soluție
concentrația procentuală a soluției de acid sulfuric introdus=Ci=49%
definiția concentrației procentuale de masă: cantitatea de solvat(g,%) dizolvat în 100 g(%) de soluție; solvat sau substanța dizolvată.
A Al=27; M H2SO4 =98; M Al2(SO4)3 =342;
se specifică în problemă că aluminiul se consumă și rămâne acid sulfuric nereacționat. Deci, se introduce în reacție un exces de soluție de acid sulfuric, față de cantitatea stoechiometrică.(cantitatea calculată ce corespunde la 540 kg de Al).

Nu știm:
masa de acid sulfuric dizolvat în 10000 Kg soluție=md total=?(kg)
masa de apă din 10000 kg soluție de 49% acid= mH2O=? (kg)
                     Masa de apă= masa soluției de 49% – md total de H2SO4  (1)
masa de acid sulfuric care reacționează  cu 540 kg de Al=X (kg)
masa de acid sulfuric nereacționat, adică este în exces=md exces=? (kg)
                     md exces= md total-X (m de H2SO4 reacționat cu Al)  (2)
masa de Al2(SO4)3 =Y=? (kg)
concentrația procentuală a acidului sulfuric (H2SO4) nereacționat (exces), în soluția rămasă după terminarea reacției=Cr=?
Aceasta se calculează cu relația matematică:
                     Cr=md exces.100 / ms rămasă după reacție   (3)
Masa hidrogenului format nu se adună, fiindcă el se degajă din reacție și nu este solubil în soluția apoasă.
masa soluției existente după reacția chimică=ms rămasă =? (kg)
 Masa soluției ce există, după reacția chimică este  suma maselor:
                 m H2SO4 nereacționat + mH2O (din 10000 kg soluție 49%)+ mAl2(SO4)3 (4)

                           Calcule
Am folosit notațiile: “. ” pentru înmulțire; “/ ” pentru împărțire;
Am lucrat cu 2 zecimale și am rotunjit.
a)Calculăm masa de acid sulfuric după terminarea reacției chimice-md exces:
 Masa de acid sulfuric din 10000 kg de soluție 49% este:
Dacă în 100%  soluție……sunt….49% H2SO4
Atunci în 10000 kg soluție….sunt ….md total
md total= 10000 kg.49 % /100%=4900 kg de H2SO4
Se calculează masa de H2SO4, care reacționează cu Al, cu ajutorul reacției chimice:
540Kg       X                  Y
2Al      + 3H2SO4→Al2(SO4)3 +3H2
2.27            3.98         342
X=540 kg. 3.98/ 2.27 = 2940 kg H2SO4
Se calculează md exces, cu relația 2:
md exces= 4900 – 2940= 1960 kg  H2SO4
b)Calculăm concentrația de acid sulfuric în soluția rămasă, după terminarea reacției chimice
Etape:
Se calculează masa de sulfat de aluminiu (Y), de pe reacția chimică:
Y = 540 kg . 342 / 2.27= 3420 kg de Al2 (SO4)3
Se calculează masa de apă din 10000 kg soluție de acid sulfuric 49%  cu relația 1:
mH2O = 10000 kg soluție-4900 kg H2SO4=5100 kg de H2O
Se calculează masa soluției existente după terminarea reacției cu relația  4:
ms rămasă= 1960 Kg de H2SO4+ 5100 kg H2O+3420 kg Al2(SO4)3=10481 kg
Se calculează concentrația procentuală a acidului sulfuric nereacționat în cantitatea de 10481 kg soluție cu relația 3:
Cr=1960kg .100 % / 10481 kg= 18,70 %

R: 18,70%

Problema propusă

O cantitate de 7 g de aliaj de Cu-Al-Fe și 1 % impurități este tratată cu soluție de HCl. Dacă, rezultă 1,023.1023 atomi de hidrogen și cantitatea de cupru din aliaj consumă 0,1 moli de AgNO3 (azotat de argint) să se calculeze compoziția procentuală a aliajului. Reacțiile sunt totale.
  
Varianta de rezolvare propusă

Date cunoscute:
masa de aliaj=7 g
componenții aliajului sunt metalele: Cu, Al, Fe și impurități
procentul de impurități din aliaj=1%
reacția chimică dintre HCl cu Al și reacția chimică dintre HCl și Fe:
2Al +6HCl = 2AlCl3 +3H2↑                                                   (1)
Fe+ 2HCl= FeCl2 + H2↑                                                       (2)

Cuprul nu recționează cu soluția de HCl diluat/concentrat
reacția dintre Cu și soluția de AgNO3:
Cu(s) +2 AgNO3 (sol) = Cu(NO3)2 (sol) +2Ag↓                      (3)

numărul de atomi de hidrogen din reacțiile Al, Fe cu HCl este 1,023.1023
masa de AgNO3 = 0,1 mol (în reacția cu Cu)
știm ce este calculul stoechiometric( calcul pe baza reacției chimice)
știm Numărul lui Avogadro (N): 1 mol de substanță conține 6,023.1023 particule(atomi, ioni, molecule)
A Cu=64; A Al= 27; A Fe=56; A H=1;

Nu știm:
masa impurități=?
masa de aliaj fără impurități(aliaj pur, format din Cu, Al,Fe)=?
m aliaj pur=m aliaj-m impurități                                        (4)
m aliaj pur =x+y+z                                                            (5)
masa de Cu = x(g)=?
masa de Al=y(g)=?
masa de Fe=z(g)=?
masa de Al-Fe=m aliaj pur-m Cu= y+z                             (6)
masa de H2 degajat în reacția HCl cu Al=a(g)=?
masa de H2 degajat în reacția HCl cu Fe=b(g)=?
masa de H2 rezultat(g)=a+b                                               (7)
procentele de Cu, Al, Fe din 6 g de aliaj=?

Calcule
Masa de Cu se află din reacția lui, cu 0,1 moli de AgNO3. Masa de Al și Fe se află prin rezolvarea unui sistem cu două ecuații cu necunoscutele x, y; necunoscutele a și b se exprimă în funcție de x, y. Am folosit notațiile: “. ” pentru înmulțire; “/ ” pentru împărțire. Am lucrat cu 2 zecimale și am rotunjit.

a)Calculăm masa de impurități din 7 g de aliaj cu 1% impurități:
dacă în 100% aliaj…………….sunt…1% impurități
atunci în 7 g aliaj…………..sunt…..m impurități
m impurități=7.1/100=0,07 g
b)Calculăm masa de aliaj pur:
m aliaj-m impurități=m aliaj pur
7g-0,07g=6,93 g aliaj pur

c) Calulăm masa de Cu din aliaj, pe baza reacției cu 0,1 moli de AgNO3 (3):
dacă 1 mol de atomi de Cu…..reacționează cu 2 moli de AgNO3
atunci x moli de Cu…..reacționează cu 0,1 moli de AgNO3 
x moli=1 mol.0,1 mol/2 moli=0,05 moli de Cu
masa de Cu=x=n moli. A Cu=0,05.64=3,2 g Cu

d) Calculăm suma maselor de Al, Fe din aliaj:
m (Al-Fe)=m aliaj pur-m Cu=6,93-3,20=3,73 g
d) Calculăm cu ajutorul numărului lui Avogadro, masa de H2 rezultat:
dacă 1 mol=2 g de H2………are 6,023.1023 atomi
atunci       m H2   are……1,023.1023 atomi
m H2 =2g.1,023.1023atomi/6,023.1023atomi
mH2=0,34 g

e)Ajungem la sistemul de ecuații (din relațiile 6,7), fiindcă a și b sunt produse de  y, z:
a+b =0,34
y+z=3,73
f) Exprimăm pe a și b, în funcție de x și y cu ajutorul calculelor pe baza reacțiilor 1,2:
y                                     a
2Al +6HCl = 2AlCl3 +3H2
2.27                              3.2
a=3.2.y/2.27=y/9=0,11y

z                                b
Fe+ 2HCl= FeCl2 + H2
56                            2
b=2z/56=z/28=0,036z
g) Rezultă sistemul de ecuații și rezolvarea de mai jos:

0,11y+0,036z=0,34
y+ z=3,73     (înmulțim toți membrii cu -0,11)
0,11y+0,036z=0,34
-0,11y-0,11z=-0,41
-0,074z=-0,41+0,34= -0,07; z= -0,07/-0,074=0,95 g de Fe
z=0,95 g Fe
Iar y este:
y+0,95=3,74;   y=3,74-0,95=2,79 g de Al
h) Calculăm procentele de Cu, Al, Fe din 7 g aliaj cu 1% impurități, adică 6,93 aliaj pur:
dacă în 7 g aliaj….. 3,2gCu….2,79g Al….0,95gFe….0,07g impurități
atunci în 100%……….% Cu…….% Al……..% Fe
% Cu=100.3,2 /7= 45,71%
% Al=100.2,79/ 7= 39,86%
% Fe=100.0,95/ 7= 13,57 %
% impurități         =1 %
Obervație:
3Cl2 +2 Fe = 2 FeCl3
 
R: 45,71% Cu; 39,86% Al; 13,57% Fe

Problema propusă

Pentru obținerea negrului de fum se ard 100 m3 de gaz metan cu 98% v CH4 (condiții normale de temperatură și presiune). Să se calculeze: a) cantitatea de negru de fum obșinută cu randament de 60%; b) volumul de aer folosit (condiții normale de temperatură și presiune), cu 20% oxigen, dacă se lucrează cu un exces de 5%v aer.
Negrul de fum este constituit din particule foarte fine de carbon și se obține prin descompunerea termică a compușilor organici sau prin arderea incompletă a hidrocarburilor. Este utilizat: sub formă de material de umplutură la fabricarea anvelopelor; pigment în industria cernelurilor, a lacurilor, a vopselelor; la fabricarea hârtiei de copiat, la fabricarea electrozilor, a cartușelor pentru imprimanta de la calculator; colorant pentru rășini electroizolante.
“Este un posibil carcinogen pentru oameni, iar expunerea pe termen scurt la concentrații mari poate produce disconfort la nivelul tractului respirator superior, producând iritație mecanică.
În trecut, se producea negru de fum în România la nivel industrial în localitatea Copșa Mică.” https://ro.wikipedia.org/wiki/Negru_de_fum
 
 
Varianta de rezolvare propusă
Date cunoscute:
►reacția chimică de obținere a negrului de fum, din metan:
2CH4 + 3O2 →C +CO2+4H2O  (1)
►volum gaz metan=336m3 (condiții normale de temperatură și presiune)
►puritatea gazului metan=conținutul de CH4=98%
►randamentul în C=ᶯ =69%
►formula matematică de calcul pentru randament:
Randamentul în C=cantitatea practică de C obținută.100/cantitatea teoretică
►știm ce este calculul stoechiometric( calcul pe baza reacției chimice)
►știm ce este volumul molar, introdus de legea lui Avogadro:
La 00 C și 1 atm, volumul molar al oricărui gaz este 22,4 l(dm3)
1 kmol de gaz are 22,4 m3.
1 kmol de C =12 kg
►Conținutul procentual de O2 din aer=20%v=procente de volum
►Excesul de aer=5%v din volumul de aer consumat în reacție
► A C=12; A O=16; MO2=2.AO=2.16=32

Nu știm:
►V de CH4 din 336 m3 de aer=? (m3) / se află prin calcul procentual
►masa de C (kg) teoretică care rezultă din V CH4=ct=?(kg)=se află prin calcul stoechiometric
►masa de C (kg) practic obținută în condiții industriale, din cauza pierderilor=cp=?
►V de O2 pentru reacția cu V de CH4 =? (m3) se află prin calcul stoechiometric
►V aer reacție, care conține volumul de oxigen de mai sus=? (m3)/se află prin calcul procentual
►V aer exces=? (m3) se află prin calcul procentual
►V aer total=?(m3)
V aer total=V aer reacție chimică+ V aer exces

Calcule
⊕ Calculăm volumul de CH4:
Dacă în 100% v de gaz metan…sunt 98%v CH4
  Atunci 100 m3 gaz metan…au……..V CH4
V CH4 = 100 m3.98%v/ 100% v=98 m3 CH4
 ⊕ Calculăm Ct de carbon cu ajutorul reacției chimice:
98 m3            ct              
2CH4        →  C
2.22,4m3      12 kg
ct=98 m3.12 kg/2.22,4 m3 = 26,25 kg

⊕ Calculăm cantitatea practică de C (cp)
ᶯ =cp.100/ct ; 60= cp.100/22,5;  60.22,5 = cp.100
cp=60.22,25/100= 15,75 kg de C; restul 26,25-15,75=10,50 kg sunt pierderi
Calculăm volumul de oxigen consumat în reacția cu 98 m3 CH4
       98m3         V O2
      2 CH4      +  3 O2
      2.22,4 m3      3.22,4 m3
V de O2 = 98 m3 .3.22,4 /2.22,4 = 147 m3 de O2
 
⊕ Calculăm volumul de aer pentru reacție, ce conține 147 m3 de O2
Dacă 100%v aer…are………..20%vO2
Atunci V aer reacție….are….147 m3 de O2
V aer reacție= 100%v.147 m3 / 20 % v
V aer reacție= 735 m3 aer

Calculăm volumul de exces de aer:
Dacă la 100%v de aer…..avem……5% v aer în plus
Atunci la 735 m3…….avem…………V aer exces
V aer exces = 735 m3.5%v aer /100 %v
V aer exces = 36,75 m3

Calculăm volumul total de aer:
V total aer= 735+36,75=771,75 m3

R=15,75 kg C; 771,75 m3 aer