Le Leggi ponderali

1. Classi prime Biennio Industriali Anno Scolastico 2010/2011 Le Leggi ponderali

2. Obiettivi Verificare la legge di Lavoisier raccogliendo e confrontando dati sperimentali ottenuti in laboratorio Verificare la legge di Proust raccogliendo e confrontando dati sperimentali ottenuti in laboratorio Acquisire esperienza diretta sulle reazioni chimiche per riconoscere quando queste avvengono Comprendere come l’impostazione del metodo di lavoro possa influenzare l’esito di un esperimento

3. Legge di Lavoisier Quando una reazione chimica avviene in un ambiente chiuso: La somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti Un sistema di reazione si definisce chiuso quando: Non scambia materia con l’ambiente circostante (può scambiare energia)‏ Viene chiamata anche: Legge della conservazione della massa

4. Legge di Lavoisier • In una reazione chimica • La somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti • Legge della conservazione della massa • Deriva dal principio di conservazione • Niente si crea e niente si distrugge

5. Significato di legge e di ponderale • La legge descrive un fenomeno, anche matematicamente, ma non lo spiega • Invece la teoria offre anche una spiegazione al fenomeno • Le 3 leggi ponderali e la teoria atomica • Le 3 leggi di Keplero e la Teoria gravitazionale di Newton • Sono leggi che studiano le masse delle sostanze coinvolte nelle reazioni (ponderale = relativo al peso)

6. La I legge matematicamente • La prima legge può quindi essere rappresentata da una relazione matematica • mR = mP • mR = mP • Per esempio • A + B  C + D • mA + mB = mC + mD

7. Applicazione della Legge di Lavoisier • 2H2(g) + __O2(g)→ 2H2O(l) • 4 g + 32 g = 36 g • Conoscendo le masse dei reagenti si può prevedere la massa dei prodotti ottenibili • 2 g + 16 g = 18 g • Il bilanciamento delle equazioni chimiche è una applicazione della legge • Nessun atomo si crea né si distrugge

8. Legge di Proust Quando due o più elementi si combinano (reagiscono) per dare un composto… Le masse dei reagenti stanno fra loro secondo rapporti definiti e costanti è chiamata anche Legge delle proporzioni definite e costanti

9. La II legge in matematica • Anche la legge di Proust può essere espressa in forma matematica semplice • Per una reazione tipo • A + B  AB • mA/mB = cost. • Quindi, per la formazione di acqua (H2O) • 2g di H reagiscono sempre con 16 g di O • 1 mg di H reagisce con 8 mg di O • 32 t di O reagiscono con 4 t di H • 0,35 g di H reagiscono con • 2,8 (=0,35*8) g di O • Il rapporto delle masse è sempre di 1:8

10. Esercizio n° 14 di pg 85 • 28 g di S (zolfo) si combinano completamente con il Fe (ferro), e si ottengono 77 g di solfuro di ferro. Se avessimo una miscela costituita da 28 g di S e da 65 g di Fe, quale massa di solfuro di ferro otterremo? • S + Fe  FeS • 28g 49g 77g • 28g 65g 77g + 16gFe • Quanto zolfo in più devo fornire alla reazione?

11. Soluzione

12. Applicazioni della Legge di Proust • 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) • 4g + 32g = 36g • Il rapporto di combinazione tra le masse di idrogeno e ossigeno, per formare l'acqua, è sempre di 1:8 • H2(g) + O2(g) → H2O2(l) • 2g + 32g = 34g

13. Esercizio Determinare quanta acqua si forma facendo reagire idrogeno e ossigeno con i seguenti rapporti di massa 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) 56g + 34g = xg Determinare anche il reagente in eccesso e di quanto è in eccesso 1g:8g=xg:34g xg = (1gx34g)/8g = 4,25 g di idrogeno Avanzano 51,75 g di idrogeno Si ottengono 38,25 g di acqua

14. Verifica della legge di Lavoisier Esperienza 1 Verificare se la somma della massa dei reagenti è uguale alla somma della massa dei prodotti Si opera in ambiente chiuso (senza scambio di materia)‏ Deve essere chiaro che sta avvenendo una reazione chimica Avviene un cambiamento di colore che denota una reazione chimica Si forma anche un precipitato, cioè una sostanza solida (sale) insolubile che si deposita sul fondo del recipiente di reazione

15. La reazione di precipitazione Pb(NO3)2 + 2KI  PbI2↓ + 2KNO3 Nitrato di piombo + ioduro di potassio  ioduro di piombo (precipita giallo) + nitrato di potassio (solubile in acqua)‏ Come avete operato? Si effettuano due prove Una con ambiente di reazione aperto Una con ambiente di reazione chiuso Si misura la massa del sistema con le due soluzioni separate Si fanno reagire mischiando le due soluzioni (avviene una reazione perché si forma un precipitato giallo)‏ Si misura la massa del sistema dopo la reazione Composizione del sistema di reazione Beuta Provetta Tappo

16. La reazione di formazioni di CO2 Na2CO3 + 2HCl  CO2↑ + H2O + 2NaCl Carbonato di sodio + acido cloridrico  anidride carbonica (si disperde in aria) + cloruro di sodio (sale solubile in acqua) + acqua Come si opera? Si effettuano due prove Una con ambiente di reazione aperto Una con ambiente di reazione chiuso Si misura la massa del sistema con l’acido e il sale separati Si fanno reagire mischiando le due soluzioni (avviene una reazione perché si forma un’effervescenza di CO2)‏ Si misura la massa del sistema dopo la reazione Composizione del sistema di reazione Beuta Provetta Tappo o palloncino (solo per il sistema chiuso)

17. Verifica della legge di Proust Principio teorico Si studia una reazione che avviene in modo completo: 2HCl + Zn  ZnCl2 + H2↑ 72,9g + 65,4g=136,3+2,0g Si utilizza HCl in eccesso: 50 mL concentrazione 1:1 Si misura la massa dello ZnCl2 da cui si sottrae la massa dello Zn per ottenere la massa del Cl (applicando la legge di Lavoisier)‏ Si calcola il rapporto di massa tra il Cl e lo Zn per ottenere tanti valori sperimentali quante sono le determinazioni (gruppi di lavoro)‏ Si calcola il rapporto teorico ottenibile dalla formula dello ZnCl2 e si effettua il calcolo dell’errore relativo percentuale Dal confronto dei dati ottenuti con il rapporto teorico si può verificare se la legge di Proust è stata dimostrata Cioè quando due o più elementi si combinano per dare un composto lo fanno secondo rapporti di massa definiti e costanti

18. Domanda n°2 22 g di prodotto 6 g di un reagente Quanti g dell’altro reagente servono? Basta fare una sottrazione 22g – 6g = 16g Per risolvere si applica la legge di Lavoisier

19. Domanda n°3 108 g di reagente Si ottengono 100 g di prodotto Quanti g dell’altro prodotto otteniamo? Basta fare una sottrazione 108g – 100g = 8g Per risolvere si applica la legge di Lavoisier

20. Domanda n° 4 • Il rapporto di massa mCa/mO = 1,5 • Si risolve con una proporzione • Si risolve anche con la formula inversa

21. Esercizio Calcolare quanta anidride carbonica si produce bruciando un sacchetto di carbone da 10 kg per arrostire i muggini Si deve conoscere la reazione di combustione del carbonio C + O2 CO2 12g + 32g  x (gCO2)‏ 12gC:10kgC=32gO:xkgO x(kgO)=(10x32)/12=26,7 kgO 10 kg + 26,7 kg =36,7 kg CO2

22. Esercizio 2 Calcolare quanto azoto è necessario per produrre 45 g di ammoniaca se ho la possibilità di avere a disposizione tutto l’idrogeno necessario È necessario conoscere il rapporto di combinazione N2 + 3H2 2NH3 equazione bilanciata 14g + 3g  x g 14(gN2):17(gNH3)=x(gN2):45(gNH3)‏ x = (14x45)/17 = 37,0 g N2 45 – 37 = 8 g H2

23. Esercizio 3 22 grammi di sodio (Na) reagiscono con 13 grammi di ossigeno (O2) secondo la reazione seguente: 4Na + O2 2Na2O 46 gNa + 16 gO2  ? (gNa2O)‏ Determinare quale dei due reagenti è in eccesso e di quanto Calcolare quanto ossido di sodio (Na2O) si ottiene

24. La legge di Dalton Legge delle proporzioni multiple Quando un elemento si combina con una quantità fissa di un altro elemento, per formare composti diversi,... ...lo fa secondo rapporti di massa, dello stesso elemento, semplici e interi 2C + O2→ 2CO 24g+32g=56g C + O2→ CO2 12g+32g=44g

25. Altri esempi 2H2 + O2→ 2H2O 4g+32g=36g H2 + O2→ H2O2 2g+32g=34g 4Fe + 3O2→ 2Fe2O3 224g+96g=320g di ossido ferrico 2Fe + O2 → 2FeO 112g+32g=144g di ossido ferroso

26. Come creare un riferimento fisso • A. 4Fe + 3O2→ 2Fe2O3 • 224g+96g=320g di ossido ferrico • B. 2Fe + O2 → 2FeO • 112g+32g=144g di ossido ferroso • Si moltiplicano per 2 le masse relative alla reazione B. • 2x112g+2x32g=2x144g • 224g+64g=288g • Il rapporto delle masse dell’ossigeno nei due composti si ottiene dal rapporto mOA/mOB= 96/64=6/4=3/2

27. Teoria atomica di Dalton La materia è formata da particelle chiamate atomi Gli atomi sono invisibili (troppo piccoli) e indivisibili Nelle reazioni chimiche gli atomi si combinano in numeri interi Gli atomi di elementi diversi sono diversi e in particolare hanno masse diverse Gli atomi dello stesso elemento sono identici Gli atomi possono legarsi tra loro per formare composti diversi

28. Esercizio sulla prima legge Da una reazione chimica abbiamo ottenuto 45 g di una sostanza C e 21 g di una sostanza D. Calcolare la massa del reagente B sapendo che la massa del reagente A che abbiamo consumato è di 15 g. Scrivi l'equazione chimica. A + B → C + D 15g+xgB=45g+21g (45+21)-15=xg 66-15=51g di B ΣmR=ΣmP

29. Esercizio sulla seconda legge L'idrogeno (H2) reagisce con l'azoto (N2) per dare ammoniaca (NH3) Scrivi l'equazione chimica bilanciata Calcola quanto azoto devo consumare se faccio reagire 67g di idrogeno sapendo che 6 g di idrogeno reagiscono sempre con 28 g di azoto per dare ammoniaca Calcolare anche quanta ammoniaca si forma 3H2 + N2→ 2NH3

30. Un problema industriale Un'industria vuole produrre 75 tonnellate di ammoniaca (NH3) sintetizzandola dall'idrogeno (H2) e dall'azoto (N2) Sapendo che l'azoto si può ricavare gratis dall'aria calcola la quantità di idrogeno che l'ufficio commerciale deve comprare Scrivi la reazione ed effettua i calcoli 3H2 + N2→ 2NH3 6g + 28g = 34g

31. Approfondimento - bilanciamento 2N2 + 5O2→2N2O5 Sintesi Na2SO4 + Pb(NO3)2→ PbSO4 +2NaNO3 Doppio scambio 2KOH + H2SO4→ K2SO4 + 2H2O Doppio scambio (acido-base) Al2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 → 2Al(OH)3 + 3CaSO4 Doppio scambio

32. Approfondimento - Proust Pirite – FeS2 In Spagna si estrae un minerale con x% ferro (Fe) e y% di zolfo (S) Negli Stati Uniti d'America si estrae lo stesso tipo di minerale con le stesse percentuali in massa di Fe e S. Perchè a Camedda sembra normale? Calcola le due percentuali x e y!

33. Soluzione MAFe = 56 MAS = 32 → 2x32 = 64 MMFeS2 = 56 + (32x2) = 120 %Fe = 100*(56/120) = 47% %S = 100*(64/120) = 53% Abbiamo dimostrato che conoscendo la formula di un composto possiamo risalire alla sua composizione elementare In realtà si realizza il processo inverso

34. Approfondimento - Dalton • Pb O • 207,0g 16,0g • Pb O • 310,5g 48,0g • Qual è il rapporto di combinazione del piombo nei due composti rispetto ad 1 g di O? • È un rapporto piccolo e intero?