Corso di Chimica
2004-2005
Luigi Cerruti
[email protected]
Lezioni 5-6
6 ottobre 2004
Corso di Chimica
Lezioni 5-6
1
Comunicazione di servizio
Interattività fra allievi e docente: allenamento per l'esame
•
Ogni sabato per tutta la durata del corso saranno messi rete esercizi di
allenamento per l'esame, all'indirizzo:
• http://www.minerva.unito.it
•
•
•
Gli esercizi saranno di due tipi: numerici e domande con risposte
aperte
Gli esercizi numerici saranno corretti in aula durante la settimana
successiva
Le risposte alle domande aperte vanno inviate al seguente indirizzo:
• [email protected]
•
•
Le risposte saranno rispedite al mittente opportunamente corrette
Ovviamente il docente non terrà in nessun conto gli eventuali errori
• Anzi, il docente sarà grato all'allievo che avrà così segnalato qualche
difficoltà nel meccanismo insegnamento/apprendimento
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2
Comunicazione di servizio
Interattività fra allievi e docente: comprensione dei contenuti
•
•
•
La comprensione della chimica richiede un modo di pensare
abbastanza diverso da quello usuale per un fisico
Dubbi e perplessità possono sorgere in ogni momento dedicato allo
studio o a rivedere gli appunti
Si possono mandare domande su punti specifici di quanto detto a
lezione al seguente indirizzo:
• [email protected]
•
•
Le risposte saranno rispedite al mittente opportunamente corrette
Presumendo che i dubbi non siano 'individuali' le risposte saranno
spedite anche a tutti gli studenti che avranno mandato un mail
all'indirizzo citato
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3
La definizione di mole
La mole è la quantità di sostanza di un sistema
che contiene tante entità elementari quanti sono
gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12.
Le entità elementari devono essere specificate e
possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni,
ecc, ovvero gruppi specificati di tali particelle.
La mole è una delle sette unità di misura fondamentali
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4
La definizione di mole
La mole è la quantità di sostanza di un sistema
che contiene tante entità elementari quanti sono
gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12.
Le entità elementari devono essere specificate e
possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni,
ecc, ovvero gruppi specificati di tali particelle.
Si tenga conto che raggruppamenti atomici
importantissimi come l'idrossile OH, il carbossile
COOH, il solfonile SO3Hè non sono nè atomi, nè
molecole nè ioni.
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5
La quantità di sostanza come grandezza fisica
"Il metro è la lunghezza del cammino percorso dalla
luce nel vuoto durante un intervallo di tempo di
1/299 792 458 di un secondo".
vs.
"La mole è la quantità di sostanza di un sistema che
contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi
in 0,012 kg di carbonio 12"
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6
La quantità di sostanza come grandezza fisica
"Il metro è la lunghezza del cammino percorso dalla
luce nel vuoto durante un intervallo di tempo di
1/299 792 458 di un secondo".
vs.
"La mole è la quantità di sostanza di un sistema che
contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi
in 0,012 kg di carbonio 12"
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La quantità di sostanza come grandezza fisica
Come la lunghezza di un cammino corrisponde ad
una distanza fra due punti, e cioè ad una specifica
grandezza fisica, con relativa unità di misura [ m ]
così
la quantità di sostanza di un sistema corrisponde ad
una particolare capacità di reagire della sostanza, e
cioè ad una specifica grandezza fisica, con relativa
unità di misura [ mol ]
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La quantità di sostanza e le altre grandezze fisiche
Ossia: perché la chimica è difficile
Per accordo internazionale sette grandezze fisiche
sono considerate dimensionalmente indipendenti:
grandezza fisica
simbolo
• lunghezza
• massa
• tempo
• corrente elettrica
• temperatura
• quantità di sostanza
• intensità luminosa
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l
m
t
I
T
n
Iv
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9
La quantità di sostanza e le altre grandezze fisiche
Ossia: perché la chimica è difficile
Discipline diverse mettono successivamente in gioco
le diverse grandezze fisiche:
grandezze fisiche
•l
• l, m
• l, m, t
• l, m, t, I
• l, m, t, I, T
• l, m, t, I, T, n
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disciplina
geometria
cinematica
meccanica
elettricità e magnetismo
termodinamica
chimica
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Moli di elementi e di composti
Nella fila di bicchieri davanti: una mole di Cu, Pb, Hg, Fe
Nella fila di bicchieri dietro: una mole di zucchero, acqua, S8, S, NaCl
La formula dello zucchero è C12H22O11
La massa molare dello zucchero è 342 g mol-1
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11
La rete di reazioni che collega le sostanze
semplici e composte
C + O2  CO2
(1)
H 2 + ½ O2  H 2 O
(2)
C + ½ O2  CO
(3)
C + H2O  CO + H2
(4)
CO + 2 H2  CH3OH (5)
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12
La rete di reazioni che collega le sostanze
semplici e composte
C + O2  CO2
(1)
combustione del carbonio
H 2 + ½ O2  H 2 O
(2)
combustione dell'idrogeno
C + ½ O2  CO
(3)
combustione parziale del carbonio
C + H2O  CO + H2
(4)
produzione del 'gas d'acqua'
CO + 2 H2  CH3OH (5)
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reazione di Fischer-Tropsch
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13
La reazione di Fischer-Tropsch
CO + 2 H2  CH3OH
(1)
2 CO + 4 H2  C2H4 + 2 H2O
(2)
n CO + 2n H2  H-(CH2)n-OH + (n-1) H2O
(1')
n CO + 2n H2  (CH2)n + n H2O
(2')
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14
La costante di Avogadro
La costante di Avogadro vale:
NA = 6,022 x 1023 mol-1
Osservazioni importanti:
– Essendo una costante con dimensione mol-1 in nessun caso
può essere confusa con un 'numero'
– La costante di Avogadro dipende dalla definizione di mole e
non viceversa
– La costante di Avogadro indica il numero di entità
microscopiche contenute in una mole
– E' opportuno ricordare che la quantità di sostanza è una
proprietà di un sistema di particelle microscopiche
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Massa atomica relativa (mar)
E' il rapporto tra la massa di un atomo di un elemento naturale
(spesso una miscela di isotopi ) e la dodicesima parte della massa
dell’atomo di carbonio 12.
Il suo valore per ogni elemento “risulta facendo la media tra i valori
massimo e minimo, trovati sperimentalmente e di dimostrata alta
precisione, su tutti i materiali normali noti” (Definizione della
IUPAC , International Union of Pure and Applied Chemistry)
La massa atomica relativa è detta anche peso atomico, in ogni
caso questa grandezza è adimensionale.
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Massa atomica relativa
Il caso del fosforo
Il fosforo è un elemento mononuclidico, è cioè
costituito esclusivamente dal nuclide 31P.
La massa atomica relativa del fosforo è 30,973 76.
Ciò significa che la massa di un atomo di fosforo-31 è
30,973 76 volte maggiore della dodicesima parte della
massa dell’atomo di carbonio 12.
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Massa atomica relativa
Il caso del silicio
Il silicio è un elemento polinuclidico costituito in
maggioranza (92,21 %) dall’isotopo 28Si (27,976 93 amu) ma
contenente il 4,70 % dell’isotopo 29Si (28,976 49 amu) e il
3,09 % dell’isotopo 30Si (29,97376 amu).
La massa atomica relativa del silicio è 28,086. Ciò significa
che la massa di un atomo di silicio naturale (media tra quelle
dei tre isotopi) è 28,086 volte maggiore della dodicesima
parte della massa dell’atomo di carbonio 12.
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Condizioni standard per i gas
• E' utile definire le condizioni standard di uno stato di
riferimento per i gas.
• Si è assunta come temperatura standard 0 °C
• Si è assunta come pressione standard 1 atm
• Si ricordi che 0 °C corrispondono a 273,15 K
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Condizioni standard per i gas
Un avviso preliminare
• E' necessario tener conto che le condizioni standard di
uno stato di riferimento per i gas sono diverse dalle
condizioni standard adottate in termodinamica
• In termodinamica la temperatura standard è 25 °C
• In termodinamica la pressione standard è sempre 1 atm
• Si ricordi che 25 °C corrispondono a 298,15 K
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Le grandezze molari
• Si definiscono molari tutte le grandezze riferite ad
una mole di sostanza. Due esempi importanti
sono i seguenti:
– massa molare: è la massa di una mole di
sostanza, ed è espressa in g mol-1
– volume molare: è il volume di una mole di
sostanza, ed è espresso in cm3 mol-1
• Nel caso dei gas il volume molare è espresso in
L mol-1, e a TPS vale 22,4 L mol-1
T
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Masse molari degli elementi
• Il rame Cu ha m.a.r. 63,546
• La massa di una mole di Cu è 63,54 g
• La massa molare del Cu 63,54 g mol-1
• Domanda: quante moli di rame sono contenute in
un campione del metallo che pesa 15,30 g?
• Risposta:
15,30 g / 63,54 g mol-1 = 0,24 mol
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Masse molari degli elementi
• L'ossigeno ha m.a.r. 15,9994
• La massa di una mole di O è 15,99 g
• La massa molare dell'ossigeno atomico è
15,99 g mol-1
• Domanda: quante moli di ossigeno O2 sono contenute in un
campione del gas che nelle condizioni normali ha un volume di
12,45 L?
• Risposta:
12,45 L / 22,4 L mol-1 = 0,56 mol
• Attenzione: 0,56 mol di O2 corrispondono a 1,12 mol di O
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Diversi tipi di formula per i composti
• Per un composto molecolare la formula di riferimento è data
dalla formula molecolare
acqua  H2O
• L'analisi chimica elementare permette di valutare il tipo di atomi
che partecipano al composto e il loro numero relativo. Questo
dato è espresso mediante la formula minima
•
La formula di struttura di una sostanza indica le relazioni topologiche
fra gli atomi che costituiscono la molecola
•
Nel caso di sostanze ioniche, in cui non esistono molecole con
composizione corrispondente a quella della sostanza in esame, ci si
riferisce spesso alla formula minima, ad es. NaCl
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Due formule di struttura
Acido salicilico
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Fastac
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Formule e massa molare relativa
Data una formula di qualsiasi tipo possiamo calcolare
la massa molare relativa sommando le masse molari
relative degli elementi indicati nella formula,
moltiplicate per il numero di atomi dell'elemento
presenti nella formula.
Dato il gruppo COOH, la massa molare relativa è
12 + 16 x 2 + 1 = 45
Data la formula NaCl, la massa molare relativa è
23 + 35,45 = 58,45
Ci si può riferire ai 'pesi atomici' e al 'peso formula', avendo
ben presente che si tratta di numeri adimensionali
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Il rapporto fra quantità di sostanza in moli e massa in grammi
Convertire 1,5 mol di
ossigeno atomico in g
m.a.r. (O) 16; massa
molare (O) 16 g mol-1
1,5 mol • 16 g mol-1
= 24 g
Convertire 2,5 mol di
ossigeno molecolare in g
m.m.r. (O2) 32; massa
molare (O2) 32 g mol-1
2,5 mol • 32 g mol-1
= 80 g
Convertire 2,5 mol di
peso formula NaCl =
cloruro di sodio (NaCl) in g 22,99 + 35,45 = 58,44
massa molare NaCl 58,44
g mol-1
2,5 mol • 58,44 g mol-1
= 146,1 g
Convertire 10 g di
ammoniaca (NH3) in moli
10 g /17 g mol-1 = 0,59 mol
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m.m.r. (NH3) 17
massa molare 17 g mol-1
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La formula minima
• La formula minima di un composto chimico
rappresenta soltanto i rapporti numerici esistenti tra
gli atomi nel composto; può coincidere con la vera
formula o essere un suo sottomultiplo.
• Molti composti diversi possono avere la stessa
formula minima, così CH2O è la formula minima,
della formaldeide, dell'acido acetico, e del glucosio.
• La formula minima di un composto chimico è ottenuta
sperimentalmente mediante l'analisi elementare
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Eguale formula minima, diversa formula molecolare
• Sia data la formula minima CH2O
• Nella formaldeide la formula molecolare è CH2O
• Nell'acido acetico la formula molecolare è C2H4O2
• Nel glucosio la formula molecolare è C6H12O6
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