Molecole e moli
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Teoria atomica di Dalton
Alla fine del ‘700 erano note la
legge della conservazione della
massa, formulata da Antoine
Lavoisier, la legge delle
proporzioni definite, formulata
da Joseph Louis Proust e la
legge delle proporzioni
multiple formulata da John
Dalton.
In base a tali scoperte lo stesso
John Dalton formulò la sua
teoria atomica, che espose nel
libro A New System of Chemical
Philosophy (pubblicato nel
1808).
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Teoria atomica di Dalton
La materia è costituita da piccolissime particelle indivisibili
chiamate atomi
Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra di loro
Gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento
Le reazioni chimiche sono il risultato dell'unione di atomi diversi
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Teoria atomica di Dalton
Atomi diversi si possono aggregare per
formare i composti
Gli atomi di diversi elementi non possono
essere nè creati nè distrutti, ma cambia
solo il modo in cui si combinano tra di
loro.
In definitiva questa è la definizione di
atomo per Dalton:
“Un atomo è la più piccola parte di un
elemento che mantiene le caratteristiche
fisiche di quell'elemento”
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Determinazione della massa atomica secondo Dalton
Dalton determinò la massa
atomica relativa
prendendo come
riferimento la massa
dell’atomo di idrogeno,
il più leggero degli
elementi
massa atomica relativa:
numero che esprimeva
il rapporto fra la massa
dell’atomo di un dato
elemento e quella
dell’atomo di idrogeno
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prima tabella di pesi atomici, 1803
atomo primario
peso atomico
Note
idrogeno
1
ossigeno
5,66
azoto
4
da ammoniaca ,come NH
carbonio
4,5
da H2CO3, usando 5,66 per O
acqua
6,66
come HO
ammoniaca
5
come NH
ossido nitrico
13,66
come N2O
zolfo
17
da acido solforoso come SO
acido solforoso
22,66
come SO
acido solforico
28,32
come SO2
acido carbonico
15,8
come CO2
ossido di carbonio
10,2
come CO
da acqua, come HO
Legge dei volumi di combinazione
Dalton fece molti errori perché riteneva che l’acqua avesse formula
HO e l’ammoniaca NH.
Tra il 1804 e il 1808 il chimico francese Joseph Louis Gay-Lussac
formulava la
LEGGE DEI VOLUMI DI COMBINAZIONE
Quando due sostanze gassose reagiscono tra
loro per formare nuove sostanze, anche esse
gassose, i volumi dei gas reagenti e di quelli
prodotti stanno tra loro in rapporti espressi da
numeri interi e semplici
1 litro di H + 1 litro di Cl → 1 litro di HCl,
quindi:
1 atomo di H + 1 atomo di Cl → 1 molecola di HCl
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Ipotesi di Berzelius
Berzelius, chimico svedese dell’epoca,
concluse allora che volumi uguali di
gas diversi, nelle stesse condizioni di
temperatura e pressione,
contenevano lo stesso numero di
atomi
Il peso atomico di un dato gas poteva
quindi essere determinato
confrontando il suo peso con quello
di un ugual volume di idrogeno
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Il problema della combinazione dei gas
Allora un volume di idrogeno (n atomi) combinandosi con un
volume di cloro (n atomi) dovrebbe dare un volume di cloruro di
idrogeno (n atomi)
ma nei sui esperimenti Gay Lussac otteneva due volumi di cloruro
di idrogeno !
1L H + 1L Cl  2L HCl
Come si risolse il problema?
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Il concetto di molecola
Nel 1811 l’italiano Amedeo Avogadro trovò la
soluzione introducendo il concetto di molecola :
la particella più piccola di una sostanza capace di un
esistenza indipendente
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Principio di Avogadro
Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni
di temperatura e pressione, contengono lo stesso
numero di molecole
Volumi uguali di gas hanno lo stesso numero di molecole ma masse diverse !
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Gas elementari
Le molecole dei gas elementari sono tutte
biatomiche
H2 : IDROGENO (genera acqua), gas incolore, inodore, altamente infiammabile
O2 : OSSIGENO (genera acido), instabile e reattivo, costituisce il 20%
dell'atmosfera
N2 : AZOTO (privo di vita, dal latino Nitrogenum) incolore, inodore, insapore e
inerte che costituisce il 78% dell'atmosfera terrestre
F2 : FLUORO (fluire) velenoso e di colore giallognolo, molto reattivo, altamente
pericoloso, causa gravi ustioni a contatto con la pelle
Cl2 : CLORO (verde pallido) verde giallastro, ha un odore soffocante
estremamente sgradevole ed è molto velenoso
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Massa atomica relativa
Massa atomica relativa di un atomo è il rapporto tra
la massa di tale elemento e l’unità di massa
atomica
ESEMPIO : la massa molecolare relativa di H2O si calcola
sommando la massa atomica relativa dell'idrogeno, moltiplicata per
2 in quanto nella molecola sono presenti 2 atomi, con la massa
atomica relativa dell'ossigeno.
MMRH2O = MARH x 2 + MARO = 1,01 x 2 + 16,00 = 18,02 u.m.a.
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Unità di massa atomica
L’unità di massa atomica definita nel 1961 dall’IUPAC
(International Union of Pure and Applied
Chemistry) è
1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12
(circa 12 volte l’atomo di H)
Si indica con u oppure dalton oppure uma
1 uma= 1,66 x 10-27 kg
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LA MOLE
Il chimico nelle sue attività ha bisogno di operare con
quantità definite di materia di cui sia nota la massa
(non si può mettere sulla bilancia una molecola alla volta!)
La mole è una di quantità di sostanza che contiene
tante molecole o unità quante sono contenute
esattamente in 12 g di carbonio 12
Unità di misura nel Sistema Internazionale: mol
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La MOLE
Quant’è una mole di sale (NaCl) di acqua H2O e di
ossigeno (O2)?
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Stesse moli non significa stesse masse !!!
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Massa molare
La massa di una mole di qualunque elemento o
molecola è pari alla sua massa atomica o molecolare
espressa in grammi e si misura in
g/mol
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Determinazione del numero di moli
Numero di moli = massa di un campione/massa molare
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Numero di Avogadro
Una mole di qualsiasi sostanza indipendentemente
dallo stato fisico contiene sempre
6,022x1023
atomi o molecole o altre entità =
NUMERO di AVOGADRO
Il numero di molecole contenuto in una mole di gas è
sempre lo stesso ad esempio 2 g di H2, 32 g di O2 o 44 g
di CO2
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Quanto è grande 1023 ?
Se rovesciate un bicchiere d’acqua
sulla costa tirrenica, immaginando
un perfetto mescolamento degli
oceani, un bicchiere d’acqua
raccolto nel mare della Polinesia
conterrebbe almeno 100 molecole
d’acqua originali.
Se vinceste una mole di euro il giorno
della vostra nascita, spendendo un
miliardo al secondo per il resto
della vostra vita, il giorno del 90°
compleanno avreste ancora il
99,999% della somma iniziale.
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Volume molare
Una mole di qualunque gas a 0°C e 1 atm di
pressione occupa un volume di
22,414 litri
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Stechiometria
La stechiometria è caratterizzata dall’applicazione
quantitativa delle leggi ponderali che regolano la
composizione delle sostanze e ilo loro rapporto di
combinazione
I calcoli stechiometrici sono finalizzati a quantificare
le sostanze che reagiscono e che si producono nel
corso di una reazione chimica
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