Comments
Description
Transcript
Moli - teresa nicolosi
Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) E-mail : [email protected] Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) La mole (o grammomole, simbolo mol) è una delle sette unità di misura fondamentali del Sistema Internazionale. La mole viene definita come la quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di entità elementari pari al numero di atomi presenti in 12 grammi di carbonio-12. E-mail : [email protected] Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Tale numero è noto come numero di Avogadro, ed è pari a 6,022· 23 10 Una mole è quindi associata ad un numero enorme di entità (più di seicentomila miliardi di miliardi). E-mail : [email protected] Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Per avere un'idea di quanto sia grande il numero di Avogadro, possiamo servirci delle seguenti visualizzazioni: E-mail : [email protected] Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Se si prendesse un numero di palline da ping pong pari a quello di Avogadro - una mole di palline da ping pong quindi - e le si disponesse in modo omogeneo sulla superficie terrestre si raggiungerebbe un'altezza di 50 chilometri, ovvero più di 6 volte l'altezza del monte Everest. E-mail : [email protected] Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Il numero di tazzine d'acqua contenute nell'Oceano atlantico è dell'ordine di grandezza del numero di Avogadro, così come il numero di molecole d'acqua in una tazzina. E-mail : [email protected] Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Se la stessa quantità di centesimi di euro fosse distribuita ad ogni abitante della terra ognuno di loro avrebbe mille miliardi di euro. E-mail : [email protected] prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Dalla definizione segue che una mole di una sostanza chimica (elemento o composto) è pari alla quantità di tale sostanza la cui massa, espressa in grammi, coincide numericamente con il valore della massa atomica o molecolare della sostanza stessa. Ad esempio, data la massa atomica del sodio, pari a 22,99, una mole di sodio corrisponde a 22,99 grammi di sostanza. Analogamente, nel caso dell'acqua (H2O), la cui massa molecolare è pari a 18,016, si ha che una mole di acqua è pari a 18,016 grammi di acqua. Talvolta si preferisce esplicitare i due casi usando le denominazioni ormai obsolete di grammoatomo (mole di un elemento) e grammomolecola (mole di un composto). Ci si può riferire alla mole di atomi o molecole come massa molare, cioè la massa in grammi di una sostanza che corrisponde alla mole e si esprime in grammi/mole. Indicando con n il numero di moli e con M la massa molare (mole di entità), abbiamo: E-mail : [email protected] Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) E-mail : [email protected] Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Il concetto di mole è utilizzato spesso in chimica, in quanto permette di paragonare particelle di massa differente. Inoltre, riferendoci al numero di moli anziché al numero di entità, ci divincoliamo dall'uso di numeri molto grandi. La mole viene utilizzata anche nelle definizioni di altre unità di misura; ad esempio la carica di una mole di elettroni viene chiamata faraday, pari a 96 485 coulomb, mentre una mole di fotoni è detta einstein. Il concetto di mole è utilizzato anche nelle equazioni di stato dei gas ideali; si ha che una mole di molecole di un qualunque gas ideale, in condizioni normali (temperatura di 0 °C e pressione 101 325 Pa = 1 atm) occupa un volume di 22,414 L per la legge di Avogadro. Così è possibile calcolare il numero di molecole presenti in un dato volume di gas, e quindi la sua massa. E-mail : [email protected] prof.ssa Teresa Nicolosi prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Il peso atomico relativo (da non confondere col numero di massa A) o massa atomica M è la massa di un atomo di un dato elemento. In questo caso si parla spesso impropriamente di peso atomico assoluto e viene espresso in grammi o kg: l'ordine dei valori oscilla tra i 10-25 kg e i 10-27 kg. Per ovviare al difficile uso di numeri così piccoli nei calcoli, si è convenuto di esprimere la massa atomica in rapporto al peso atomico assoluto di 1/12 dell'atomo 12C, il cui valore è adottato nel SI quale unità di massa atomica (u o uma): sperimentalmente si è ricavato che equivale a 1.66053886 x 10-27 kg. Questa notazione della massa è nota come peso atomico relativo (o massa atomica relativa, spesso abbreviata in massa relativa) e si può ottenere dalla formula: E-mail : [email protected] Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) MASSE ATOMICHE Ieri oggi Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Le masse atomiche sono chiamate pesi atomici. a volte impropriamente All'epoca di Dalton non era possibile pesare i singoli atomi ma solo trovare la massa di un atomo relativa a quella di un altro di riferimento. Successivamente (Avogadro, Cannizzaro) si passò ad una scala basata sull'ossigeno (fino al 1925) Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Dal 1969 si usa una scala basata sul carbonio-12 ossia sull'isotopo 12C Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi A tale isotopo è stata arbitrariamente assegnata una massa di 12 unità di massa atomica. Una unità di massa atomica (u.m.a.)= un dodicesimo della massa dell'atomo di carbonio-12 = 1,661×10-27 Kg Oggi è possibile misurare accuratamente le masse atomiche tramite uno strumento chiamato spettrometro di massa prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Calcoli di moli grammi moli n = g/PM Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi A quante moli corrispondono 10,0 g di C2H5OH? PM(C2H5OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u.m.a. Massa molare = 46,1 g/mol numero di moli (n) massa( g) massa molare (g/mol) 10,0 g n 0,217 mol 46,1 g/mol Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Moli grammi g = n x PM Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI2 ? PM(ZnI2)= 65,39 + 126,90 x 2 = 319,2 u.m.a. Massa molare di ZnI2 = 319,2 g/mol Peso = 0,0654 mol x 319,2 g/mol = 20,9 g Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Massa di un atomo Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Quanto pesa un atomo di cloro? Massa molare di Cl= 35,5 g/mol 1 mole contiene NA = 6,022x1023 molecole/mol 35,5 g/mol - 23 massa atomo Cl 5,90 10 g/atomo 23 6,022 10 atomi/mol Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Numero di molecole per una data massa Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? PM(HCl)= 1,0 + 35,5=36,5 n HCl 3,46 g 0,0948 mol 36,5 g/mol Numero di molecole = 0,0948 mol x 6,021023 molecole/mol = = 5,711022 molecole Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Quanti atomi di cloro sono contenuti in 100 g di AlCl3 ? Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi ABCD- 6,021023 1,351024 4,521023 3,7410-24 PM(AlCl3)= 26,98 + 35,45 3= 133,33 Moli (AlCl3) = 100 g 0,7500 mol 133,33 g/mol Molecole(A lCl 3 ) 0,750 mol 6,02 10 23 molec./mol 4,52 10 23 molec. Atomi(Cl) Molecole(A lCl 3 ) 3 4,517 10 23 3 1,355 10 24 Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Convertire in grammi 1,8 mol di ossigeno atomico (O) Massa atomica dell'ossigeno = 16,00 g/mol 1 mole di O = 16 grammi 16,00 g/mol × 1,8 mol = 28,8 g Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Convertire in grammi 2,6 mol di ossigeno molecolare (O2) massa molecolare dell'ossigeno = 32,00 g/mol × 2,6 moli = 83,2 g Convertire in grammi 2,6 mol di cloruro di sodio (NaCl) massa atomica del sodio = 22,99 + massa atomica del cloro = 35,45 = 58,44 g/mol (massa molecolare NaCl) 58,44 g/mol × 2,6 = 151,994 grammi. Convertire in moli 11 g di ammoniaca (NH3) massa molecolare della NH3 = 3 × 1,008 + 14,01 = 17,34 g/mol 11 g : 17,34 g/mol = 0,634 moli. Convertire in grammi 67,2 litri di idrogeno in condizioni normali (H2) 67,2 l : 22,4 l /mol = 3 mol massa molare dell'idrogeno = 1,008 g/mol x 2 = 2,016 g/mol 3 mol x 2,016g/mol = 6,048g E-mail : [email protected] Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Percentuali in peso dalla formula Per un atomo A in una data molecola massa di A nel totale massa % A 100 massa totale Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Esempio Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH2O PA(C)= 12,0 PA(H)= 1,01 Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi PM(CH2O)=12,0 + 2 x 1,01 + 16,0 = 30,0 PA(O)= 16,0 1 mole 30,0 g 12,0 g massa % C 100 40,0 % 30,0 g 2 1,01 g massa % H 100 6,73 % 30,0 g 16,0 g massa % O 100 53,3 % 30,0 g N.B. % O = 100% - 40,0% - 6,73% = 53,3% Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Problema risolto Quanti grammi di carbonio ci sono in 83,5 g di CH2O? Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Dal problema precedente abbiamo visto che il carbonio costituisce il 40% della massa totale. massa di C massa di C massa % C 40,0 100 100 massa totale 83,5 g 83,5 g massa di C 40,0 33,4 g 100 Problema da risolvere 2) Quali sono le percentuali in peso di NH4NO3? Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi FORMULA CHIMICA E' una notazione che usa i simboli atomici con dei numeri a pedice per indicare le quantità relative degli elementi che costituiscono la sostanza. In tale accezione è anche nota come formula empirica o formula minima. NaCl 1:1 Al2O3 2:3 Questo è il tipo più semplice di formula chimica. Prima di passare a formule chimiche più elaborate occorre considerare la classificazione delle sostanze in due tipi principali: sostanze molecolari o sostanze ioniche Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi La formula di struttura mostra come sono legati fra di loro gli atomi di una molecola. Acqua Ammoniaca Idrazina Formula empirica H2O NH3 NH2 Formula molecolare H2O NH3 N2H4 H Formula di struttura O H N H H H H N N H H H Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) formula minima: CH2 formula molecolare: C3H6 – H-C–C=C – formula di struttura: – – H H H – Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Propene (propilene) H H Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Determinazione della formula empirica Un composto di azoto ed ossigeno contiene 0,483 g di N e 1,104 g di O. Quale è la formula empirica del composto? Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi N O 0,483 g 0,0345 mol 14,0 g/mol N0,0345O0,0690 ? 1,104 g 0,0690 mol 16,0 g/mol Per ottenere i numeri interi più piccoli delle moli degli elementi si divide ciascun numero di moli per il più piccolo tra quelli ottenuti prima N O 0,0345 1,00 0,0345 La formula empirica è NO2 0,0690 2,00 0,0345 Si noti che non è possibile conoscere la formula molecolare che potrebbe essere: NO2 N2O4 N3O6 …………….. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Un composto è costituito come segue: 17,5 % Na 39,7% Cr 42,8% O Quale è la sua formula empirica? Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 17,5 g di Na, 39,7 g di Cr e 42,8 g di O Na 17,5 g 0,761 mol 23,0 g/mol Cr 39,7 g 42,8 g 0,763 mol O 2,68 mol 52,0 g/mol 16,0 g/mol più piccolo × 2 = 2,00 Na 0,761 1,00 0,761 Cr 0,763 1,00 0,761 × 2 = 2,00 O 2,68 3,52 0,761 × 2 = 7,04 Na2Cr2O7 Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Il 2-desossiribosio, uno zucchero costituente il DNA, è costituito solo da carbonio, idrogeno e ossigeno. Un chimico vuole determinare la sua formula empirica per combustione ed ottiene una percentuale in massa di carbonio pari al 44,77% di C e pari al 7,52% di H. Quale è la formula empirica del 2-desossiribosio? Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 44,77 g di C, 7,52 g di H e (100-44,77-7,52) = 47,71 g di O 44,77 g 3,727 mol 12,01 g/mol C H 7,52 g 7,46 mol 1,01 g/mol O 47,71 g 2,982 mol 16,0 g/mol più piccolo C 3,727 1,25 2,982 × 4 = 5,00 H 7,46 2,50 2,982 × 4 = 10,0 O 2,982 1,00 2,982 × 4 = 4,00 C5H10O4 Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) FORMULA MOLECOLARE La formula molecolare di un composto è un multiplo della sua formula empirica Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Formula empirica Formula molecolare NO2 NO2 N2O4 N3O6 (NO2)n Si ha ovviamente Peso molecolare = n peso formula empirica Se da altre misure è noto il peso molecolare si ha peso molecolare n peso formula empirica Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Ad esempio se nel problema del calcolo della formula empirica di NO2 si conoscesse che il peso molecolare del composto vale 92,0 92,0 n 2,00 14,0 2 16,0 E quindi la formula molecolare è (NO2)2 cioè N2O4 TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI Nel 1869 i chimici Mendeleev (russo) e Meyer (tedesco) indipendentemente trovarono che ordinando gli elementi in ordine di peso atomico e disponendoli in file orizzontali una sopra l'altra, gli elementi di ogni colonna avevano proprietà simili. Oggi, in maniera più corretta, gli elementi sono disposti per numero atomico, Z, crescente. Tale disposizione tabulare degli elementi è nota come tavola periodica: Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi un periodo è composto dagli elementi di una qualsiasi fila orizzontale un gruppo è costituito dagli elementi di una qualsiasi colonna verticale Il primo periodo è costituito da due elementi: idrogeno e elio. Il secondo e il terzo periodo sono costituiti da 8 elementi. Il quarto e il quinto periodo sono costituiti da 18 elementi. Il sesto periodo è costituito da 32 elementi (14 a parte). Il settimo periodo è incompleto (fino al 109?). La tabella è costituita da 18 gruppi più i 14 elementi di transizione interna (lantanidi e attinidi). I gruppi sono numerati secondo due convenzioni: 1) I A – VIII A e 2) 1 – 18 nell'ordine I B – VIII B Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Metalli, Non-metalli e Semimetalli Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Gli elementi sono classificati in due categorie principali metalli e nonmetalli divisi sulla tavola da una linea a zigzag I metalli sono solidi (eccetto il mercurio) con una caratteristica lucentezza, malleabilita e duttilità; sono inoltre buoni conduttori di calore ed elettricità I non-metalli sono gas o solidi (eccetto il bromo) che non presentano caratteristiche metalliche Gli elementi attorno alla linea a zigzag hanno caratteristiche intermedie fra metalli e non-metalli e sono noto come semimetalli o metalloidi. Le caratteristiche metalliche aumentano da destra verso sinistra e dall’alto verso il basso. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Sn4+ Pb4+ Bi5+ I metalli formano cationi, per quelli non di transizione (arancioni nella figura) la carica del catione è uguale al numero del gruppo nella nomenclatura non IUPAC. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Un anione monoatomico prende il nome dall’elemento seguito dal suffisso -uro Cl- cloruro S2- solfuro ma O2- ossido I non metalli formano anioni con carica pari al numero del gruppo meno 8 Cl- VII A 7-8=-1 S2- VI A 6-8=-2