Ripasso per l’interrogazione · 5 A LSC, slide del Dott. Morelli e appunti di classe
Me
Il metodo del prof
Prima di tutto il filo logico. Il prof non chiede di ricordare i composti uno per uno: chiede di saperli costruire sempre con la stessa catena, partendo dal numero di ossidazione.
Regola
La catena che regge tutta la nomenclatura
Elementoscelgo il n.o.
Ossido / Anidride+ O, incrocio gli indici, semplifico
Idrossido / Acido+ H2O (1, 2, 3… molecole)
Ione / Radicale acidotolgo H+ o OH−, cambio suffisso
Salecatione + anione, incrocio le valenze, semplifico
Ogni esempio delle slide segue questa sequenza, anche quando la strada sembra lunga. Per il solfato ferroso il prof non “sa” che è FeSO4: lo ricava passando da S +6 → S2O6 → SO3 → H2SO4 → SO42−, poi Fe2+ → Fe2(SO4)2 → FeSO4.
Negli appunti di classe la stessa logica compare con le frecce: “acido solforico → H2SO4 → tolgo H2 → parte metallica Fe → FeSO4”. All’interrogazione conviene dire ad alta voce ogni passaggio: è quello che il prof vuole sentire.
Regola
Le due mosse aritmetiche che ripete sempre
1. Raddoppio e semplifico. Per scrivere un ossido metto l’elemento con indice 2 (il valore assoluto del n.o. dell’ossigeno) e all’ossigeno do il n.o. dell’elemento: S +4 → S2O4 → SO2. Per l’acido sommo H2O alla formula non semplificata se serve e poi divido: Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8 → HClO4.
2. Incrocio le valenze. Nel sale l’indice del catione è la valenza dell’anione e viceversa: Al3+ e CO32− → Al2(CO3)3.
La stessa idea vale in stechiometria: tutto si porta in moli, si usa il rapporto dei coefficienti e solo alla fine si torna ai grammi.
A memoria
Come è organizzata questa guida
Ogni scheda segue l’ordine delle lezioni. I riquadri colorati indicano il tipo di contenuto:
Regola da saper applicare
Da sapere a memoria
Eccezione o particolarità
Refuso nelle slide: impara la versione corretta
Sotto ogni paragrafo trovi esercizi difficili con la soluzione nascosta. Provali prima di aprirla. L’ultima scheda è la simulazione d’interrogazione.
N.O
Numero di ossidazione
Il punto di partenza di ogni esercizio. Se sbagli il n.o., sbagli tutto quello che viene dopo.
Regola
Definizione e metodo dei doppietti
È la carica formale che l’atomo avrebbe se gli elettroni di ogni legame andassero tutti all’atomo più elettronegativo. Positivo se cede elettroni, negativo se li acquista, zero se nessuno dei due.
Metodo dei doppietti: ogni doppietto attribuito vale −1, ogni doppietto ceduto +1. Il legame tra atomi uguali (C–C) non si attribuisce a nessuno. Nell’etanolo CH3CH2OH i due C valgono −3 e −1; con l’equazione si trova la media −2, che è quella che serve per bilanciare le redox.
Elettronegatività da tenere a mente (slide): O 3,44 · C 2,55 · H 2,1 · F 3,98 (il più alto).
★★★ Col metodo dei doppietti, trova il n.o. di ciascun carbonio nell’acido acetico CH3COOH, poi verifica con l’equazione il n.o. medio.
Mostra la soluzione
C del metile: tre legami C–H attribuiti al C → −3 (il legame C–C non conta).
C del carbossile: il doppio legame C=O cede 2 doppietti, il C–O ne cede 1 → +3.
Equazione: 2x + 4(+1) + 2(−2) = 0 → x = 0, che è proprio la media di −3 e +3.
★★ Perché in H2O2 l’ossigeno non può avere n.o. −2? Ragiona coi doppietti.
Mostra la soluzione
Il legame O–O è tra atomi uguali e non si attribuisce. Ogni O riceve solo il doppietto del legame con H → −1. È il caso dei perossidi.
A memoria
Le regole delle slide (1–8)
Elemento allo stato elementare → 0 (Na, Fe, H2, Cl2, P4, S8).
H = +1, tranne negli idruri dove è −1 (NaH, CaH2, B2H6 diborano).
O = −2, tranne nei perossidi −1 (H2O2, Na2O2) e in OF2 dove è +2.
Composto neutro: somma dei n.o. = 0.
Ione poliatomico: somma = carica dello ione (NH4+, SO42−, PO43−).
Gruppi I, II, III: n.o. sempre positivo e uguale al numero del gruppo.
Il n.o. massimo non supera il numero del gruppo (IV → +4 … VII → +7).
In più: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr = +1 · Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd = +2 · F = −1 sempre (0 solo in F2).
★★★ Trova il n.o. dell’elemento indicato: Cr in K2Cr2O7 · Mn in KMnO4 · S in S4O62− · O in KO2.
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Cr: 2(+1) + 2x + 7(−2) = 0 → +6.
Mn: +1 + x − 8 = 0 → +7.
S: 4x − 12 = −2 → +5/2 (valore medio, come il ferro in Fe3O4).
O in KO2: +1 + 2x = 0 → −1/2. K è del gruppo I quindi +1 è fisso: l’ossigeno si adatta. È un superossido, un’eccezione che il prof può usare come domanda trabocchetto.
★★★ In NH4NO3 qual è il n.o. di ciascun azoto? E il n.o. medio?
Mostra la soluzione
Separa gli ioni: in NH4+ x + 4 = +1 → −3; in NO3− x − 6 = −1 → +5. Media: (−3 + 5)/2 = +1. Se calcoli solo la media perdi l’informazione: per questo conviene ragionare per ioni.
★★ Calcola il n.o. del fosforo in H3PO2, H3PO3, H4P2O7.
Mostra la soluzione
H3PO2: 3 + x − 4 = 0 → +1.
H3PO3: 3 + x − 6 = 0 → +3.
H4P2O7: 4 + 2x − 14 = 0 → +5.
Eccezione
N.o. frazionari: è un valore medio
In Fe3O4 il ferro risulta +8/3: due atomi sono +3 e uno è +2. Lo stesso vale per Pb3O4 (due Pb +2 e un Pb +4). Il n.o. frazionario non è un errore, è una media.
★★ Mostra che in Pb3O4 il n.o. medio è 8/3 e spiega quale combinazione di Pb +2 e Pb +4 lo produce.
Mostra la soluzione
3x − 8 = 0 → x = 8/3. Con a atomi a +2 e b a +4: a + b = 3 e 2a + 4b = 8 → b = 1, a = 2. Quindi Pb3O4 = 2 PbO + PbO2.
Ox
Ossidi e anidridi
Composti binari con l’ossigeno. Il primo anello della catena: tutto il resto ne deriva.
Regola
Ossido basico o anidride
Ossidi basici: ossigeno + metallo. In acqua danno soluzioni basiche.
Ossidi acidi o anidridi: ossigeno + non metallo. In acqua danno soluzioni acide.
Nella formula si scrive per primo l’elemento meno elettronegativo: per questo l’ossigeno va in fondo (tranne con il fluoro, vedi OF2).
Regola
Scrivere la formula: l’esempio dell’anidride solforosa
1) Scrivo S e poi O. 2) Do a S l’indice 2 (|n.o. di O|) e a O l’indice 4 (il n.o. di S suggerito da “-osa”). 3) Semplifico: S2O4 → SO2.
Il prof scrive sempre la forma doppia prima di semplificare: fallo anche tu, così mostri il ragionamento.
Con due n.o.: -oso (anidride -osa) per il più basso, -ico (-ica) per il più alto. Es. FeO ossido ferroso, Fe2O3 ossido ferrico.
Con quattro n.o. (alogeni Cl, Br, I): ai due intermedi -osa/-ica, al più basso ipo…osa, al più alto per…ica.
Cl
Formula
Nome
+1
Cl2O
anidride ipoclorosa
+3
Cl2O3
anidride clorosa
+5
Cl2O5
anidride clorica
+7
Cl2O7
anidride perclorica
Br e I seguono lo stesso schema (+1, +3, +5, +7). Lo zolfo come anidride ha solo +4 (solforosa) e +6 (solforica); l’azoto +3 (nitrosa) e +5 (nitrica).
★★★ Dai il nome tradizionale e IUPAC: Br2O3 · I2O5 · N2O3 · Bi2O5 · Cu2O.
Mostra la soluzione
Br2O3: anidride bromosa / triossido di dibromo.
I2O5: anidride iodica / pentaossido di diiodio.
N2O3: anidride nitrosa / triossido di diazoto.
Bi2O5: ossido bismutico / pentaossido di dibismuto (Bi ha +3 e +5).
Cu2O: ossido rameoso / ossido di dirame.
A memoria
Nomi d’uso comune: prefissi e “sesqui”
Mono-, di- (bi-), tri-, tetra-, penta- indicano il numero di ossigeni. Sesqui- indica un rapporto elemento : ossigeno di 2 : 3.
V2O5pentossido di vanadio · OsO4tetrossido di osmio · PbO2biossido di piombo (= ossido plumbico) · Fe2O3sesquiossido di ferro (= ossido ferrico).
★★ Che formula ha il sesquiossido di cromo? E quale nome tradizionale gli corrisponde?
Mostra la soluzione
Rapporto 2 : 3 → Cr2O3, Cr +3 → ossido cromico.
Eccezione
Casi particolari da non confondere
Perossidi: O −1. BaO2 è perossido di bario, non “biossido”: Ba è del gruppo II, quindi sempre +2, e l’ossigeno deve essere −1.
Stesso elemento, ossido e anidride: Cr e Mn sono metalli ai n.o. bassi e si comportano da non metalli a quelli alti. CrO ossido cromoso, Cr2O3 ossido cromico, ma CrO3anidride cromica. Per il manganese: MnO ossido manganoso, Mn2O3 ossido manganico, MnO2biossido di manganese, MnO3 anidride manganica, Mn2O7 anidride permanganica.
★★★ Un compagno scrive “BaO2 = biossido di bario, Ba +4”. Trova l’errore con le regole del n.o.
Mostra la soluzione
Ba appartiene al gruppo II: n.o. sempre +2 (regola 7) e mai oltre il gruppo (regola 8). Quindi 2 + 2x = 0 → O = −1: è un perossido, contiene lo ione O22−. Nome corretto: perossido di bario.
★★★ Scrivi formula e nome di tutti gli ossidi del manganese visti in tabella, indicando quali sono anidridi.
La tabella lascia diverse formule non semplificate (Sn2O4, Pb2O4, C2O4, Si2O4, S2O6…): la formula corretta è quella semplificata (SnO2, PbO2, CO2, SiO2, SO3).
Il fluoro non forma “F2O anidride fluorica”: il composto è OF2, fluoruro di ossigeno, con O +2 e F −1. Il fluoro non ha n.o. positivi, quindi non ha anidridi né ossiacidi.
Dai metalli: ossido + acqua dà l’idrossido; togliendo gli OH resta lo ione metallico.
Regola
Idrossidi
Derivano dai metalli: ossido + H2O. Il nome segue quello dell’ossido (ossido → idrossido). Formula: accanto al metallo tanti gruppi OH quanto è il suo n.o. (OH ha n.o. complessivo −1).
★★ Scrivi e bilancia la reazione da cui si ottiene l’idrossido plumbico, e quella dell’idrossido rameoso.
Mostra la soluzione
Pb +4: PbO2 + 2 H2O → Pb(OH)4.
Cu +1: Cu2O + H2O → 2 CuOH.
Regola
Ioni metallici
Al simbolo del metallo si aggiungono tante cariche positive quanto è il n.o. Il nome è quello dell’ossido preceduto da “ione”: Cu2+ ione rameico, Fe2+ ione ferroso.
A memoria
Suffisso -ile: ioni con ossigeno legato
Quando parte della carica del metallo (o non metallo) è “saturata” da un ossigeno (−2), lo ione prende il suffisso -ile.
Valenza di uno ione = valore assoluto della sua carica.
★★ Che n.o. ha l’ossigeno in H3O+? E perché lo ione ammonio si comporta come un catione metallico nei sali?
Mostra la soluzione
3(+1) + x = +1 → O −2, invariato.
NH4+ ha carica +1 come Na+ o K+, quindi si incrocia con gli anioni esattamente come un metallo monovalente: (NH4)2SO4, NH4Cl.
Occhio a slide e appunti
Nelle slide sugli ioni
La slide chiama NH4+ “ione nitronio – ione ammonio”: usa ammonio. In molti testi “nitronio” indica NO2+, quello che le slide chiamano nitrile: se il prof usa il termine, chiedigli quale intende.
H⁺
Acidi
Due famiglie: gli ossiacidi, che vengono dalle anidridi, e gli idracidi, che non contengono ossigeno.
Regola
Acidi ossigenati: anidride + acqua
Alla formula dell’anidride si sommano gli atomi di una molecola d’acqua; si scrive prima H, poi l’elemento, infine O, poi si semplifica. Il nome conserva prefissi e suffissi dell’anidride.
★★ Ricava, mostrando la forma non semplificata: acido iodico · acido nitroso · acido ipocloroso.
Mostra la soluzione
I2O5 + H2O = H2I2O6 → HIO3.
N2O3 + H2O = H2N2O4 → HNO2.
Cl2O + H2O = H2Cl2O2 → HClO.
★★★ Ricava acido manganico, acido permanganico e acido cromico, partendo dal n.o.
Mostra la soluzione
Mn +6: MnO3 + H2O = H2MnO4.
Mn +7: Mn2O7 + H2O = H2Mn2O8 → HMnO4.
Cr +6: CrO3 + H2O = H2CrO4.
A memoria
Idracidi: suffisso -idrico
Gli alogeni e lo zolfo, nei loro n.o. negativi, formano con l’idrogeno (n.o. +1) composti binari acidi.
HF acido fluoridrico · HCl acido cloridrico · HBr acido bromidrico · HI acido iodidrico · H2S acido solfidrico (S −2) · HCN acido cianidrico, che è ternario ma si comporta come un idracido.
★★★ Perché esiste l’acido fluoridrico ma non l’acido “fluorico” o “perfluorico”, mentre per il cloro ci sono quattro ossiacidi?
Mostra la soluzione
F è l’elemento più elettronegativo (3,98) e ha sempre n.o. −1: non può avere n.o. positivi, quindi non forma anidridi e di conseguenza nemmeno ossiacidi. Il cloro invece, legato all’ossigeno che è più elettronegativo, può assumere +1, +3, +5, +7.
Occhio a slide e appunti
Nelle slide sugli acidi
“Acido solfiderico” è un refuso, lo segnala anche il prof: si dice solfidrico.
Nel riepilogo del cromo l’acido cromico è scritto “HCrO4”: con Cr +6 la formula corretta è H2CrO4 (lo si vede anche dai cromati CrO42−, bivalenti).
MPO
Meta, piro, orto
Lo stesso n.o. può dare più acidi a seconda di quante molecole d’acqua si aggiungono. È la parte con più cose da sapere a memoria.
A memoria
Le tre relazioni
orto = meta + H2O · meta = orto − H2O · piro = 2 orto − H2O
In pratica, per gli elementi che lo prevedono: 1 acqua → meta, 2 → piro, 3 → orto. Vale solo per alcuni non metalli: P, As, Sb, B, Si (più Al, Sn, Pb, I visti a parte). Il piro si chiama anche di-: raddoppio gli atomi dell’orto e tolgo 2 H e 1 O.
I prefissi restano identici nei sali (metafosfato, pirofosfato, ortofosfato).
★★ Partendo da H3AsO4, ricava acido piroarsenico e metaarsenico usando solo le relazioni.
Il riassunto degli appunti in classe: iodio 1-3-5 · silicio e stagno 1-2 · boro e alluminio 1-3.
★★★ Scrivi le formule: ortosilicato di magnesio · metaborato di sodio · ortoborato di zinco · mesoperiodato di potassio.
Mostra la soluzione
SiO44− + Mg2+ → Mg2SiO4.
BO2− + Na+ → NaBO2.
BO33− + Zn2+ → Zn3(BO3)2.
H3IO5 → IO53− + K+ → K3IO5.
★★★ Scrivi pirofosfato ferrico e ortoarseniato rameoso.
Mostra la soluzione
P2O74− + Fe3+ → Fe4(P2O7)3.
AsO43− + Cu+ → Cu3AsO4.
Eccezione
Fosforo +1 e +3: non tutti gli H sono acidi
Acido ipofosforoso H3PO2 (P +1): non esiste un’anidride corrispondente. Due H sono legati direttamente al P e fanno parte del radicale: si stacca solo l’H legato all’ossigeno. Ione ipofosfito H2PO2− monovalente → ipofosfito di calcio Ca(H2PO2)2.
Acido fosforoso H3PO3 (P +3), da P2O3 + 3 H2O: un H è legato al P, se ne staccano solo due. Ione fosfito HPO32− → fosfito di bario BaHPO3.
★★★ Trabocchetto: Na2HPO3 è un sale acido? E NaH2PO2?
Mostra la soluzione
No, sono entrambi sali neutri. L’H di HPO32− e i due H di H2PO2− sono legati al fosforo e non si staccano: fanno parte del radicale. Nomi: fosfito di sodio e ipofosfito di sodio. Scriverli come “monoacido” o “biacido” è l’errore che il prof cerca.
★★ Scrivi la formula del fosfito ferrico.
Mostra la soluzione
HPO32− + Fe3+ → Fe2(HPO3)3.
Eccezione
Iodio: l’ortoperiodico e l’eccezione del meta
I2O7 somma 1, 3 o 5 acque. L’ortoperiodico H5IO6 dà gli ortoperiodati IO65−: ortoperiodato mercurico = Hg5(IO6)2.
Eccezione citata dal prof: l’acido metaperiodico si ottiene dall’orto togliendo due molecole d’acqua, non una (H5IO6 − 2 H2O = HIO4).
★★★ Dagli appunti di classe: scrivi la formula dell’ortoperiodato diacido rameico.
Acido pirofosforoso: la slide scrive “H4PO5”, la formula corretta è H4P2O5 (2 H3PO3 − H2O).
Nel “Riassumendo” compare P2O5 + 2 H2O → H4P2O7 “= HPO2”: quell’uguaglianza è sbagliata, H4P2O7 non si semplifica.
Il radicale PO43− si chiama ortofosfato (non “ortofosforico”), e il refuso “pirofosafato” è pirofosfato.
Am
Anfoteri: Al, Sn, Pb, Cr, Mn
Elementi che a seconda del caso si comportano da metallo (danno cationi) o da non metallo (danno anioni). Per ognuno devi saper scegliere la strada giusta.
Eccezione
Alluminio
Metallico: ione Al3+ → solfato di alluminio Al2(SO4)3.
★★★ Dagli appunti: dai il nome a Fe(AlO2)3 spiegando quale parte è metallica.
Mostra la soluzione
Parte non metallica: AlO2−, metaalluminato (Al +3 si comporta da non metallo). Parte metallica: Fe con 3 cariche → Fe +3, ferrico. Nome: metaalluminato ferrico.
★★ Scrivi metaalluminato di magnesio e ortoalluminato di sodio.
Mostra la soluzione
Mg(AlO2)2 · Na3AlO3.
Eccezione
Stagno e piombo +2
SnO + H2O = H2SnO2 acido stannoso. Da qui due strade:
★★★ Attenzione alla stessa formula con carica diversa: dai il nome a KMnO4 e K2MnO4.
Mostra la soluzione
KMnO4: MnO4−, Mn +7 → permanganato di potassio.
K2MnO4: MnO42−, Mn +6 → manganato di potassio. Il gruppo MnO4 è lo stesso, cambia la carica: per distinguerli conta gli atomi di potassio.
Occhio a slide e appunti
Nelle slide sugli anfoteri
Gli stanniti sono scritti una volta “SnO2−” e una volta “SnO22−”: quella giusta è SnO22− (da H2SnO2 si tolgono 2 H).
“Cr2(SO4)2 = CrSO4” per il solfato cromoso: il passaggio intermedio è corretto solo come incrocio, la formula è CrSO4.
“Ossido – anidride stannoso”: SnO è ossido stannoso.
X⁻
Radicali acidi (anioni)
Quello che resta dell’acido dopo aver tolto gli H. È la “parte non metallica” di ogni sale.
A memoria
Cambio dei suffissi
-oso → -ito · -ico → -ato · -idrico → -uro
Al posto di ogni H tolto si mette una carica negativa in alto a destra. Il numero di cariche è la valenza del radicale. Prefissi (ipo, per, meta, piro, orto) restano.
Acido
Radicale
HClO ipocloroso
ClO− ipoclorito
HClO2 cloroso
ClO2− clorito
HClO3 clorico
ClO3− clorato
HClO4 perclorico
ClO4− perclorato
HNO2 / HNO3
NO2− nitrito / NO3− nitrato
H2SO3 / H2SO4
SO32− solfito / SO42− solfato
H3PO4 fosforico
PO43− fosfato
H2CO3 carbonico
CO32− carbonato
HCl / H2S
Cl− cloruro / S2− solfuro
HCN / HCNO
CN− cianuro / CNO− cianato
Bromo e iodio come il cloro: BrO− ipobromito, BrO2− bromito, BrO3− bromato, BrO4− perbromato.
★★ Dai il nome: IO4− · BrO2− · SiO32− · AsO33− · P2O74−.
Se l’acido ha più H, si possono togliere in parte. Da H2SO4: SO42− (bivalente) e HSO4− (monovalente) = solfato acido o idrogenosolfato (anche bisolfato).
Da H3PO4: H2PO4− fosfato biacido (diidrogenofosfato), HPO42− fosfato monoacido (monoidrogenofosfato), PO43− fosfato. Da H2CO3: HCO3−bicarbonato o idrogenocarbonato. Da H2S: HS− bisolfuro.
★★★ Elenca tutti i radicali che derivano da H4P2O7, con nome e valenza.
★★★ Quanti radicali derivano da H4SiO4? Scrivi quello usato nelle slide per il sodio.
Mostra la soluzione
Quattro: H3SiO4−, H2SiO42−, HSiO43−, SiO44−. Nelle slide: H3SiO4− ortosilicato triacido → NaH3SiO4 ortosilicato triacido di sodio.
Occhio a slide e appunti
Nella tabella degli ossoanioni (prima parte)
Nella versione della prima presentazione le righe del bromo hanno le formule del cloro (HClO2 “acido bromoso”, ClO2− “ione bromito”…). La versione corretta è quella della seconda presentazione: HBrO2, BrO2−, ecc.
Sa
Sali
Il punto d’arrivo della catena. Un sale = parte metallica (catione) + parte non metallica (radicale acido).
Regola
Formula e nome
Formula: prima il catione, poi l’anione. Al catione si dà come indice la valenza dell’anione e viceversa, poi si semplifica. Se l’anione è poliatomico e serve un indice, va tra parentesi.
Nome: nome dell’anione (con prefissi e suffissi) + nome del catione con -oso/-ico se il metallo ha due n.o., altrimenti “di …”.
Esempi delle slide: carbonato di alluminio Al2(CO3)3 · perclorato rameico Cu(ClO4)2 · fluoruro di potassio KF · clorito di potassio KClO2 · solfuro di nitrosile (NO)2S.
★★ Esercizi delle slide (8 sali): solfato di potassio, solfato di alluminio, ipoclorito di potassio, clorito di potassio, clorato ferroso, perclorato rameico, cloruro di potassio, solfuro di calcio.
★★ Dal riassunto da caricare: bicarbonato di bario, solfato di ammonio, nitrito rameico, solfuro di potassio, nitrato di calcio, anidride borica, fosfato ferrico, ipoclorito di litio, acido periodico, acido bromico, solfito di potassio, perclorato di calcio.
Si costruiscono come gli altri, usando il radicale con gli H rimasti. Nomi: monoacido / biacido / triacido, oppure idrogeno- / diidrogeno-.
Fosfato biacido di calcio Ca(H2PO4)2 · ortofosfato monoacido di calcio CaHPO4 · ortofosfato diacido di sodio NaH2PO4 · solfato acido manganoso Mn(HSO4)2.
★★★ Scrivi: ortoarseniato monoacido ferrico · solfito acido di alluminio · pirofosfato biacido di calcio · carbonato acido di ammonio.
Mostra la soluzione
HAsO42− + Fe3+ → Fe2(HAsO4)3.
HSO3− + Al3+ → Al(HSO3)3.
H2P2O72− + Ca2+ → CaH2P2O7.
NH4HCO3.
★★★ Dai il nome: Fe(H2PO4)3 · Sn(HSO4)2 · KHCrO4.
Mostra la soluzione
Fosfato biacido ferrico (diidrogenofosfato di ferro(III)) · solfato acido stannoso · cromato acido di potassio.
Eccezione
Mercurio +1: non semplificare
Hg +1 non forma Hg+ ma lo ione Hg22+ (due Hg legati tra loro). Nei composti mercurosi compare sempre come Hg2 anche se gli indici si potrebbero semplificare.
Cloruro mercuroso: Hg22+ + 2 Cl− → Hg2Cl2, non “HgCl”.
Hg2(NO3)2 · Hg2SO4 (qui l’incrocio dà già 1 : 1 con Hg22+) · HgSO4 · Hg5(IO6)2.
Eccezione
Sali doppi
Due cationi diversi con lo stesso anione, come negli appunti: carbonato doppio di sodio e potassio. CO32− vuole due cariche positive, una da Na+ e una da K+ → NaKCO3.
Negli appunti l’ordine dei cationi segue l’elettronegatività vista in classe (Na 0,9 prima di K 0,8). La IUPAC invece li mette in ordine alfabetico (KNaCO3): usa la convenzione del prof.
★★★ Scrivi il solfato doppio di alluminio e potassio (allume) e verifica la neutralità.
Mostra la soluzione
Cationi K+ e Al3+ = +4; servono due SO42− = −4 → KAl(SO4)2.
Occhio a slide e appunti
Nelle slide sui sali
“Fe2(SO4)2 = FeSO4” è il passaggio di incrocio prima di semplificare: va bene come ragionamento, ma la formula finale è solo FeSO4.
“Floruro di ptassio” → fluoruro di potassio. “Solafto” → solfato. Nel riassunto “ione sodio = K+” → ione potassio.
Bi
Idruri, composti con H e binari
I composti binari che non contengono ossigeno, più cianuri e cianati.
Eccezione
Idruri metallici: H −1
I metalli si combinano con l’idrogeno a n.o. −1: idruri. LiH idruro di litio · NaH · CaH2 · AlH3 idruro di alluminio · FeH3 idruro ferrico.
A memoria
Non metalli con l’idrogeno: nomi propri
Gruppo V a n.o. −3: NH3ammoniaca · PH3fosfina · AsH3arsina.
C, Si, B: CH4metano · SiH4silano · BH3borano (il dimero B2H6 è il diborano, H −1).
★★ Che n.o. ha H in SiH4 e in NH3? Usa le elettronegatività (Si 1,8 · H 2,1 · N 3,0).
Mostra la soluzione
SiH4: H è più elettronegativo del Si → H −1, Si +4.
NH3: N più elettronegativo → H +1, N −3.
Regola
Binari tra non metalli: -uro al più elettronegativo
L’elemento più elettronegativo prende il suffisso -uro, poi si nomina l’altro. Si formano soprattutto alle valenze più basse.
ICl cloruro di iodio (nelle slide lo iodio è indicato con J) · Si3N4 nitruro di silicio · OF2fluoruro di ossigeno.
★★★ Scrivi e dai il nome: composto tra P (+3) e Cl · tra B e N · tra C (+4) e S · tra Si e C.
Mostra la soluzione
PCl3 tricloruro di fosforo · BN nitruro di boro · CS2 solfuro di carbonio (disolfuro) · SiC carburo di silicio.
A memoria
Cianuri e cianati
HCN acido cianidrico (ternario, ma simile agli idracidi) → CN−cianuro monovalente → cianuro ferrico Fe(CN)3.
Cr: +2 e +3 metallo, +3 cromiti CrO2−, +6 cromati CrO42− e dicromati Cr2O72−.
Mn: +6 manganati MnO42−, +7 permanganati MnO4−.
★★★ Raffica finale: nomina in 60 secondi Hg2Br2, Na2Cr2O7, Ca(H2PO2)2, BiOCl, Pb(AlO2)2, K5IO6.
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bromuro mercuroso · dicromato di sodio · ipofosfito di calcio (sale neutro!) · cloruro di bismutile · metaalluminato piomboso · ortoperiodato di potassio.
mol
Stechiometria e reagente limitante
Stesso spirito della nomenclatura: una procedura fissa, sempre uguale. Tutto passa per le moli, e i dati si ordinano nella tabella i / Δ / E vista in classe.
Regola
Mole e massa molare
Il numero di moli si ottiene dividendo la massa per la massa molare:
n (mol) = m (g) / PM (g/mol)
La massa molare è la somma delle masse atomiche: H2O = 2 · 1 + 16 ≈ 18 g/mol; CO2 = 12 + 2 · 16 = 44 g/mol. Una mole contiene il numero di Avogadro di particelle, 6,022 · 1023.
Perché le moli? Perché i coefficienti dell’equazione bilanciata indicano rapporti tra moli, non tra grammi. Confrontare i grammi di due sostanze diverse non dice nulla.
★★ Quante molecole e quanti atomi totali ci sono in 5,0 g di acqua?
Molecole. n · NA = 0,277 · 6,022 · 1023 = 1,67 · 1023 molecole.
Atomi. Ogni molecola ha 3 atomi (2 H + 1 O) → 3 · 1,67 · 1023 = 5,01 · 1023 atomi.
★★ Calcola la massa molare di Ca3(PO4)2 e di Al2(SO4)3, mostrando come gestisci le parentesi.
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Regola delle parentesi. L’indice fuori dalla parentesi moltiplica tutto ciò che c’è dentro.
Ca3(PO4)2. 3 Ca + 2 P + 8 O = 3 · 40,08 + 2 · 30,97 + 8 · 16,00 = 310,18 g/mol.
Al2(SO4)3. 2 Al + 3 S + 12 O = 2 · 26,98 + 3 · 32,07 + 12 · 16,00 = 342,17 g/mol.
Regola
Dalla nomenclatura alla reazione
Negli esercizi del prof i composti sono dati spesso per nome (anche IUPAC: “triossonitrato di argento”, “diidrossido di calcio”). Prima di fare qualsiasi calcolo bisogna:
1) scrivere le formule con la catena della nomenclatura (n.o. → acido → radicale → sale); 2) bilanciare: “ciò che ho a sinistra ce l’ho a destra”, atomo per atomo.
Negli appunti di classe, per l’esercizio AgNO3 + CaCl2, la formula del nitrato di calcio viene ricavata proprio così: Ca +2; N +5 → N2O5 + H2O = H2N2O6 → HNO3 → NO3− → Ca(NO3)2.
Ordine consigliato per bilanciare: prima i metalli, poi i non metalli (o i gruppi come SO4, PO4 che passano interi), poi H, per ultimo O come controllo.
★★★ Scrivi e bilancia: solfato di alluminio + diidrossido di bario → solfato di bario + triidrossido di alluminio.
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Formule.Al3+ e SO42− → Al2(SO4)3 · Ba2+ e OH− → Ba(OH)2 · BaSO4 · Al(OH)3.
★★ Esempio svolto in classe: per riduzione con H2 di CuO si formano 24,8 g di Cu (Cu 63,5; O 16). Quanti g di CuO c’erano?
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Reazione bilanciata. CuO + H2 → Cu + H2O. Rapporto CuO : Cu = 1 : 1.
Grammi di Cu → moli. n(Cu) = 24,8 / 63,5 = 0,39 mol.
Rapporto molare. 1 mol CuO : 1 mol Cu = x : 0,39 → x = 0,39 mol di CuO.
Moli → grammi. PM(CuO) = 63,5 + 16 = 79,5 g/mol → m = 0,39 · 79,5 = 31,0 g.
★★★ Esempio svolto in classe (calcocite): 2 Cu2S + 3 O2 → 2 Cu2O + 2 SO2. a) Moli di O2 per arrostire 10,0 mol di Cu2S; b) grammi di SO2 che si formano; c) kg di O2 per formare 2,86 kg di Cu2O.
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a) Rapporto Cu2S : O2 = 2 : 3. 2 : 3 = 10,0 : x → x = 15,0 mol di O2.
b) Rapporto Cu2S : SO2 = 2 : 2. 2 : 2 = 10,0 : y → y = 10,0 mol di SO2. PM(SO2) = 64,07 → 10,0 · 64,07 = 641 g.
c) Prima di tutto le unità. 2,86 kg = 2860 g. PM(Cu2O) = 2 · 63,55 + 16 = 143,10 → n = 2860 / 143,10 = 20,0 mol.
c) Rapporto O2 : Cu2O = 3 : 2. 3 : 2 = x : 20,0 → x = 30,0 mol di O2.
c) Ritorno in kg. 30,0 · 32,00 = 960 g = 0,960 kg di O2.
A memoria
La tabella del prof: i · Δ · E
Ogni problema con due reagenti si ordina in una tabella sotto l’equazione bilanciata, con tre righe:
i (inizio): le moli iniziali, calcolate dai grammi. I prodotti partono da zero (“/”).
Δ (variazione): quanto reagisce e quanto si forma. Ai reagenti si mette il segno −, ai prodotti il +. I valori di Δ stanno tra loro come i coefficienti.
E (fine): E = i + Δ. Il limitante finisce a zero (“/”); l’altro reagente mostra l’eccesso; i prodotti mostrano le moli formate.
Esempio della lezione: 2 Al + 3 S → Al2S3 con 6,0 mol di Al e 10,0 mol di S.
2 Al
3 S
Al2S3
i
6,0
10,0
/
Δ
−6,0
−9,0
+3,0
E
/
1,0
3,0
Lettura: Al finisce (limitante), di S ne avanza 1,0 mol (eccesso). Si formano 3,0 mol di Al2S3 = 3,0 · 150 = 450 g.
★★ Rifai l’esempio partendo dallo zolfo, come suggerito in classe (“potevo impostarla sullo zolfo”), e mostra che il risultato non cambia.
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Proporzione sullo zolfo. 2 mol Al : 3 mol S = x : 10,0 → x = 20/3 = 6,67 mol di Al necessarie per consumare tutto lo zolfo.
Confronto. Ho solo 6,0 mol di Al, meno di 6,67 → l’alluminio finisce prima: è lui il limitante.
Conclusione. Stessa risposta del metodo partendo da Al. I prodotti si calcolano dal limitante: 2 : 1 = 6,0 : x → 3,0 mol di Al2S3.
Regola
Come si trova il reagente limitante
Metodo del prof (confronto delle moli): con una proporzione calcolo quante moli del secondo reagente servirebbero per far reagire tutto il primo. Se ne ho di più → il secondo è in eccesso e il primo è limitante. Se ne ho di meno → il limitante è il secondo.
Controllo veloce: divido le moli di ogni reagente per il suo coefficiente. Il valore più piccolo indica il limitante. Attenzione: non è per forza il reagente con meno moli o meno grammi.
Una volta trovato il limitante, tutti i calcoli sui prodotti si fanno da lui, perché è quello che, finendo, ferma la reazione.
★★★ Esempio svolto in classe: 220 g di AgNO3 e 98 g di CaCl2 formano cloruro di argento e nitrato di calcio. Limitante, eccesso e masse dei prodotti.
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Formule e bilancio. Cloruro di argento AgCl; nitrato di calcio Ca(NO3)2. Servono 2 NO3 a destra → 2 AgNO3 e quindi 2 AgCl: 2 AgNO3 + CaCl2 → 2 AgCl + Ca(NO3)2.
Limitante. 2 mol AgNO3 : 1 mol CaCl2 = 1,29 : x → x = 0,645 mol di CaCl2 servono. Ne ho 0,883, quindi di più: CaCl2 in eccesso, AgNO3 limitante.
Tabella.
2 AgNO3
CaCl2
2 AgCl
Ca(NO3)2
i
1,29
0,883
/
/
Δ
−1,29
−0,645
+1,29
+0,645
E
/
0,238
1,29
0,645
Eccesso. 0,883 − 0,645 = 0,238 mol → 0,238 · 111 = 26,4 g di CaCl2 non reagiti.
Prodotti. AgCl: 1,29 · 143,3 = 184,9 g · Ca(NO3)2: 0,645 · 164,1 = 105,8 g.
Regola
Resa e purezza
Resa: “quanto si forma davvero” rispetto al teorico. Si può calcolare indifferentemente con le moli o con le masse:
resa % = n effettive / n teoriche · 100 = m effettiva / m teorica · 100
La quantità teorica si calcola sempre dal limitante. Se la resa è data e si chiede la massa reale: m reale = m teorica · resa/100 (si moltiplica, il risultato deve venire più piccolo).
Purezza: quanta parte del campione è la sostanza che reagisce. Dal prodotto risalgo alle moli della sostanza pura, poi: purezza % = m pura / m campione · 100. Con la proporzione degli appunti: m pura : m campione = x : 100.
Regola
Gas: PV = nRT
Quando un dato è un volume di gas, lo si trasforma in moli con n = PV / RT, con R = 0,082 L·atm/(mol·K).
T in kelvin: T = °C + 273,15.
P in atmosfere: atm = torr / 760 (o mmHg / 760).
V in litri.
Controlla sempre che le unità si semplifichino: atm · L / (atm · L · mol−1 · K−1 · K) = mol.
Regola
Miscele e campioni impuri: il sistema a due incognite
Negli esercizi 9 e 10 ci sono due sostanze sconosciute che reagiscono insieme. Serve un sistema di due equazioni:
Equazione delle masse: la massa totale data è la somma delle due.
Equazione della stechiometria: un prodotto comune (il residuo metallico, la CO2) dipende da entrambe, secondo i coefficienti.
Si sceglie come incognite ciò che rende semplice l’equazione: negli appunti x, y sono le masse nell’es. 9 e le moli nell’es. 10. Si risolve per sostituzione.
Regola
Reazioni in sequenza
1) Scrivi le equazioni bilanciate. 2) Moltiplica in modo che la sostanza in comune si elida. 3) Somma.
Arrostimento: 2 Cu2S + 3 O2 → 2 Cu2O + 2 SO2; poi Cu2O + C → 2 Cu + CO, che va raddoppiata perché la prima produce 2 mol di Cu2O. Somma ed elisione: 2 Cu2S + 3 O2 + 2 C → 2 SO2 + 4 Cu + 2 CO.
Cu2O partecipa ma non compare nella complessiva; e C e Cu2S non reagiscono direttamente tra loro, anche se stanno entrambi a sinistra.
Occhio a slide e appunti
Occhio a slide e appunti
Slide. Nella risoluzione 2 il rapporto è scritto “(2 mol O2) / (2 mol Cu2S)”: quello giusto è 2 mol SO2 / 2 mol Cu2S. Il dato dei 794 kg di rame non serve a nessuna domanda. Nell’esercizio 1 la reazione non è bilanciata (manca il 2 davanti a HCl). Nell’esercizio 2 “AgN03” ha uno zero al posto della O.
Appunti. Il numero di Avogadro è 6,022 · 1023 (negli appunti è scritto 6,22 · 10−23: esponente positivo!). Nell’esempio Al2S3 le moli di Al necessarie sono 20/3 = 6,67, non 6,6.
Regola
I 10 esercizi del prof, risolti passo passo
Masse atomiche usate: H 1,008 · C 12,01 · N 14,01 · O 16,00 · Na 22,99 · Al 26,98 · P 30,97 · S 32,07 · Cl 35,45 · K 39,10 · Ca 40,08 · Fe 55,85 · Cu 63,55 · Br 79,90 · Ag 107,87 · Pb 207,2. R = 0,0821 L·atm/(mol·K).
Ogni soluzione segue gli stessi passi: formule → bilancio → moli → limitante → tabella → risposte. Tieni 3–4 cifre nei passaggi e arrotonda solo alla fine.
★★ Es. 1 · Massa di CO2 che si forma da 157 g di triossocarbonato di calcio con un eccesso di HCl; massa teorica di HCl necessaria.
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Formule. Triossocarbonato di calcio = CaCO3 (Ca2+ e CO32−); cloruro di idrogeno = HCl.
Bilancio. A destra CaCl2 ha 2 Cl → servono 2 HCl; con 2 H si forma 1 H2O. CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O.
Limitante? Non serve cercarlo: HCl è “in eccesso” per testo, quindi tutti i calcoli partono da CaCO3.
Limitante. 3 Ca(OH)2 : 2 H3PO4 = x : 1,456 → x = 2,184 mol di Ca(OH)2 servirebbero. Ne ho 2,138, meno → Ca(OH)2 limitante, anche se ha più moli dell’acido. Controllo veloce: 2,138/3 = 0,713 < 1,456/2 = 0,728 ✓.
Reale. si moltiplica per la resa: 77,69 · 0,837 = 65,0 g. (Se dividi ottieni più del teorico: impossibile.)
★★ Es. 7 · 125,7 g di campione con AgNO3 e impurità inerti, trattato con NaCl in eccesso, dà 92,80 g di AgCl. Purezza?
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Reazione.AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3, 1 : 1. Le impurità sono inerti: tutto l’AgCl viene dall’AgNO3.
Dal prodotto alle moli. n(AgCl) = 92,80 / 143,32 = 0,6475 mol = n(AgNO3) puro.
Massa pura. 0,6475 · 169,87 = 110,0 g di AgNO3.
Purezza. 110,0 : 125,7 = x : 100 → 87,5 %.
★★★ Es. 8 · 1,55 g di un elemento E con Cl2 in eccesso danno 6,85 g di un cloruro gassoso EClx che a 350 °C e 380 torr occupa 5,11 L. Massa atomica di E e formula.
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Unità. T = 350 + 273,15 = 623,15 K · P = 380 / 760 = 0,500 atm · V = 5,11 L.
Moli di gas. n = PV / RT = 0,500 · 5,11 / (0,0821 · 623,15) = 0,0500 mol di EClx.
Conservazione della massa. il cloro preso è 6,85 − 1,55 = 5,30 g → 5,30 / 35,45 = 0,1495 mol di atomi Cl.
Indice x. ogni molecola contiene x atomi di Cl: x = 0,1495 / 0,0500 = 2,99 ≈ 3.
Massa atomica di E. in ogni molecola c’è 1 atomo di E → n(E) = 0,0500 mol → 1,55 / 0,0500 = 31,0 g/mol → dalla tavola periodica è il fosforo.
Formula e controllo.PCl3 (tricloruro di fosforo); PM = 30,97 + 3 · 35,45 = 137,3 ≈ 6,85 / 0,0500 = 137,1 ✓.
★★★ Es. 9 · 2,000 g di tricloruro di ferro (III) impuro per dicloruro di piombo (II), ridotto con H2, dà 0,717 g di residuo di Fe + Pb. Purezza del sale di ferro e volume di HCl a 756 torr e 25,0 °C.
Mostra la soluzione
Reazioni (come negli appunti).FeCl3 + 3/2 H2 → Fe + 3 HCl · PbCl2 + H2 → Pb + 2 HCl. Il rapporto sale : metallo è 1 : 1 in entrambe.
Incognite. x = massa di FeCl3, y = massa di PbCl2 (in grammi).
Sostituzione. y = 2,000 − x → 0,3443 x + 1,4902 − 0,7451 x = 0,717 → −0,4008 x = −0,7732 → x = 1,929 g, y = 0,071 g.
Purezza. 1,929 / 2,000 · 100 = 96,45 %.
Moli di HCl. da FeCl3: 1 : 3 → 3 · (1,929 / 162,20) = 0,03568 · da PbCl2: 1 : 2 → 2 · (0,071 / 278,1) = 0,00051 · totale 0,0362 mol.
Volume. T = 298,15 K, P = 756 / 760 = 0,9947 atm → V = nRT / P = 0,0362 · 0,0821 · 298,15 / 0,9947 = 0,890 L.
★★★ Es. 10 · 10,0 g di miscela di benzene C6H6 e butano C4H10 bruciata in eccesso di O2 dà 10,86 L di CO2 a 100 °C e 2,00 atm. Frazione molare e % in massa del benzene.
Mostra la soluzione
Reazioni di combustione.C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O · C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O.
Incognite. x = moli di C6H6, y = moli di C4H10. Dalle reazioni: x mol di benzene danno 6x mol di CO2, y mol di butano danno 4y.
Moli di CO2. T = 373,15 K → n = PV / RT = 2,00 · 10,86 / (0,0821 · 373,15) = 0,709 mol.
Sistema. 6x + 4y = 0,709 (stechiometria) · 78,11 x + 58,12 y = 10,0 (masse).
Soluzione. dalla prima y = (0,709 − 6x) / 4; sostituendo: x = 0,0338 mol, y = 0,127 mol.
% in massa. 0,0338 · 78,11 = 2,64 g → 2,64 : 10,0 = x : 100 → 26 %.
Attenzione agli arrotondamenti. il sistema è molto sensibile: negli appunti, arrotondando n(CO2) a 0,71, si ottiene x = 0,035, χ = 0,218 e 27 %. Entrambe le strade sono corrette; tieni più cifre se puoi.
Ex
Palestra di esercizi
Solo esercizi, mescolati per tipo e difficoltà: ★ base · ★★ medio · ★★★ da interrogazione difficile. Prova a dire ad alta voce ogni passaggio prima di aprire la soluzione.
Regola
Dal nome alla formula
Metodo: n.o. → anidride → acido → radicale; poi catione; incrocio le valenze e semplifico.
★★★ Perché “F2O7 anidride perfluorica” non può esistere?
Mostra la soluzione
F è il più elettronegativo e ha sempre n.o. −1: niente n.o. positivi, quindi niente anidridi. L’unico composto con O è OF2, fluoruro di ossigeno (O +2).
★★MnO2 e MnO3 sono entrambi anidridi?
Mostra la soluzione
No: MnO2 (Mn +4) è il biossido di manganese; MnO3 (Mn +6) è l’anidride manganica.
Regola
Stechiometria: moli e proporzioni
Moli → rapporto dei coefficienti → ritorno.
★ Quanti grammi ci sono in 0,250 mol di diidrossido di calcio?
Mostra la soluzione
Formula e PM.Ca(OH)2 = 40,08 + 2 · (16,00 + 1,008) = 74,09 g/mol.
Massa. m = n · PM = 0,250 · 74,09 = 18,5 g.
★★ 13,08 g di zinco reagiscono con HCl in eccesso: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2. Che volume di H2 si forma a 0 °C e 1,00 atm? (Zn 65,38)
Mostra la soluzione
Moli di Zn. 13,08 / 65,38 = 0,2001 mol.
Rapporto. Zn : H2 = 1 : 1 → 0,2001 mol di H2.
Volume. V = nRT/P = 0,2001 · 0,0821 · 273,15 / 1,00 = 4,49 L.
★★★ Reazioni in sequenza: S + O2 → SO2; 2 SO2 + O2 → 2 SO3; SO3 + H2O → H2SO4. Quanti g di acido solforico da 64,1 g di zolfo?
Mostra la soluzione
Elido le sostanze comuni. raddoppio la prima e la terza: 2 S + 2 O2 → 2 SO2; 2 SO2 + O2 → 2 SO3; 2 SO3 + 2 H2O → 2 H2SO4.
Complessiva. 2 S + 3 O2 + 2 H2O → 2 H2SO4, cioè S : H2SO4 = 1 : 1.
Limitante. 4 : 5 = 1,996 : x → x = 2,496 mol di O2 servono; ne ho 3,000 → NH3 limitante.
Δ. NO 4 : 4 → 1,996 · H2O 4 : 6 → 2,995.
Tabella.
4 NH3
5 O2
4 NO
6 H2O
i
1,996
3,000
/
/
Δ
−1,996
−2,496
+1,996
+2,995
E
/
0,504
1,996
2,995
Risposte. NO 1,996 · 30,01 = 59,9 g · H2O 2,995 · 18,02 = 54,0 g · eccesso O2 0,504 · 32,00 = 16,1 g. Controllo: 34,0 + 96,0 = 130,0 ≈ 59,9 + 54,0 + 16,1 ✓.
★★★ 50,0 g di triossido di diferro e 30,0 g di monossido di carbonio: Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2. Limitante, massa di Fe, eccesso, e resa se si ottengono 28,0 g di Fe.
Limitante. 1 : 3 = 0,3131 : x → servono 0,9393 mol di CO, ne ho 1,0711 → Fe2O3 limitante.
Tabella.
Fe2O3
3 CO
2 Fe
3 CO2
i
0,3131
1,0711
/
/
Δ
−0,3131
−0,9393
+0,6262
+0,9393
E
/
0,1318
0,6262
0,9393
Risposte. Fe teorico 0,6262 · 55,85 = 34,97 g · eccesso CO 0,1318 · 28,01 = 3,69 g.
Resa. 28,0 / 34,97 · 100 = 80,1 %.
Regola
Stechiometria: purezza e miscele
Dal prodotto risalgo alla sostanza pura; con due sostanze imposto il sistema.
★★★ 12,0 g di calcare impuro (CaCO3 + inerti) con HCl in eccesso liberano 2,45 L di CO2 a 25 °C e 1,00 atm. Purezza del calcare?
Mostra la soluzione
Reazione.CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O (1 : 1 tra CaCO3 e CO2).
Moli di gas. n = PV/RT = 1,00 · 2,45 / (0,0821 · 298,15) = 0,1001 mol.
Massa pura. 0,1001 · 100,09 = 10,02 g di CaCO3.
Purezza. 10,02 : 12,0 = x : 100 → 83,5 %.
★★★ 10,0 g di miscela NaCl + KCl, trattati con AgNO3 in eccesso, danno 21,5 g di AgCl. Percentuale in massa di NaCl?
Mostra la soluzione
Idea. ogni Cl⁻ della miscela finisce in AgCl (rapporto 1 : 1 per entrambi i sali).
Moli di Cl. 21,5 / 143,32 = 0,1500 mol.
Sistema. x = g di NaCl, 10,0 − x = g di KCl → x / 58,44 + (10,0 − x) / 74,55 = 0,1500.
Risolvo. 0,01711 x + 0,1341 − 0,01341 x = 0,1500 → 0,00370 x = 0,0159 → x = 4,29 g.
Percentuale.42,9 % di NaCl (57,1 % di KCl).
?
Simulazione d’interrogazione
Tre composti di nomenclatura e un problema di stechiometria, come all’interrogazione vera. Fai tutto su carta, dicendo i passaggi ad alta voce, poi controlla.
Regola
Domanda 1 · Dai il nome a Hg2(ClO2)2
Prima di aprire la soluzione: individua catione e anione, il n.o. di ogni elemento, l’acido di partenza.
★★★ Soluzione
Mostra la soluzione
Separo catione e anione.Hg22+ e due ClO2−.
Catione.Hg22+ contiene due Hg con carica totale +2 → Hg +1 → mercuroso. Non si semplifica.
Nome e verifica.ortosilicato piomboso; 2(+2) + 4 + 4(−2) = 0 ✓.
Regola
Domanda 4 · Stechiometria con la tabella
Si fanno reagire 5,40 g di alluminio con 40,0 g di solfato rameico; si formano rame metallico e solfato di alluminio.
a) Scrivi le formule e bilancia. b) Individua il reagente limitante con la tabella del prof. c) Calcola la massa del reagente in eccesso che resta. d) Calcola le masse dei prodotti. e) Se si ottengono 14,20 g di Cu, qual è la resa?
Masse: Al 26,98 · Cu 63,55 · S 32,07 · O 16,00.
★★★ Soluzione
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a) Formule. solfato rameico: Cu2+ + SO42− → CuSO4. Solfato di alluminio: Al3+ + SO42− → Al2(SO4)3.
a) Bilancio. 2 Al a destra → 2 Al a sinistra; 3 SO4 a destra → 3 CuSO4; quindi 3 Cu. 2 Al + 3 CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3 Cu.
b) Limitante. 2 mol Al : 3 mol CuSO4 = 0,2001 : x → x = 0,3002 mol di CuSO4 servirebbero. Ne ho 0,2506, meno → CuSO4 limitante, Al in eccesso. Controllo: 0,2001/2 = 0,100 > 0,2506/3 = 0,0835 ✓.
b) Δ dal limitante. Al: 3 : 2 = 0,2506 : x → 0,1671 · Al2(SO4)3: 3 : 1 → 0,0835 · Cu: 3 : 3 → 0,2506.
b) Tabella.
2 Al
3 CuSO4
Al2(SO4)3
3 Cu
i
0,2001
0,2506
/
/
Δ
−0,1671
−0,2506
+0,0835
+0,2506
E
0,0331
/
0,0835
0,2506
c) Eccesso. 0,0331 mol di Al · 26,98 = 0,89 g.
d) Prodotti. Cu: 0,2506 · 63,55 = 15,93 g · Al2(SO4)3: 0,0835 · 342,17 = 28,58 g.
e) Resa. 14,20 / 15,93 · 100 = 89,2 %.
Controllo finale. massa iniziale 5,40 + 40,0 = 45,40 g; massa finale 0,89 + 15,93 + 28,58 = 45,40 g. La massa si conserva ✓.