01/10/2012
Esercitazioni per il corso di
Elementi di Chimica
(2012(2012
-2013)
Laboratorio
Laboratorio
Tecnologie
nologie
per le Tec
Gianoncelli Alessandra
Laboratorio di Chimica per le Tecnologie
Dip. Ingegneria Meccanica ed Industriale
Tel. 0303715574
Chimica
Chimica
e-mail: [email protected]
Sito:http://www.ing.unibs.it/~alessandra.gianoncelli/
ELEMENTI DI CHIMICA: ISTRUZIONI PER L’USO
Organizzazione didattica:
Lezioni + Esercitazioni
Programma: 7 “moduli”
I)
II)
III)
IV)
V)
VI)
VII)
Fondamenti (Generalità-Stechiometria-Reazioni chimiche)
Struttura atomica e proprietà periodiche
Legami chimici e struttura molecolare
Stati di aggregazione della materia
Termodinamica chimica
Equilibri
Cinetica Chimica
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•Tavola periodica
•Elementi, A, Z, isotopi,
•abbondanza isotopica, ioni monoatomici
•mole, MM, Vm, d
•composizione %, formule minime, formule molecolari
•esercizi di riepilogo: domande brevi da test
La CHIMICA studia la MATERIA.
I “mattoni” di cui è costituita la materia sono gli ELEMENTI (attualmente
116 dei quali 90 esistono in natura).
Gli elementi si differenziano per il loro ATOMO e possono unirsi tra di loro
formando MOLECOLE (COMPOSTI MOLECOLARI) oppure trasformarsi in
ioni positivi o negativi (COMPOSTI IONICI) oppure rimanere “puri”
(formando molecole solo con se stessi o rimanendo allo stato monoatomico).
2
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ELEMENTI E COMPOSTI (sostanze)
Gli ELEMENTI sono le sostanze non decomponibili in altre sostanze.
I COMPOSTI sono le sostanze decomponibili in altre.
La MOLECOLA è la più piccola unità di una sostanza che ne mantiene le
proprietà chimiche. Essa è costituita da almeno 2 atomi.
Le MISCELE sono costituiti da più sostanze; hanno una composizione
variabile da campione a campione e i componenti che le costituisco
mantengono le rispettive proprietà.
MATERIA
Sostanza pura
Omogenea
Miscela
Eterogenea
Elementi
(es.: Fe, O2)
Elementi
Atomici
Elementi
Molecolari
Composti
(es.: H2O)
Composti
Molecolari
Composti
Ionici
METODI di SEPARAZIONE di una MISCELA
Separando una miscela si ottengono sostanza pure. La scelta
del metodo dipende
•dallo stato fisico dei componenti e
•dalle loro proprietà chimiche e fisiche.
•Filtrazione
•Distillazione
•Cromatografia
•Centrifugazione
•Cristallizzazione
•Estrazione con solventi
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Stati della Materia
Volume
Dimensioni
Definito? Definite?
Aumento di
temperatura
Comprimibile?
SOLIDO
SI
SI
Piccola
espansione
NO
LIQUIDO
SI
NO
Piccola
espansione
NO
GAS
NO
NO
Grande
espansione
SI
Cambiamenti di stato
• Solido ↔ Liquido:
FUSIONE - SOLIDIFICAZIONE
• Liquido ↔ Gas:
EBOLLIZIONE - CONDENSAZIONE
• Solido ↔ Gas:
SUBLIMAZIONE - BRINAMENTO
SOSTANZE
Ogni sostanza può essere descritta mediante le sue proprietà
fisiche e chimiche.
Ogni sostanza ha sempre la stessa composizione
Proprietà fisiche: proprietà intrinseche alla sostanza, che non
dipendono dalle sue trasformazioni. Es. densità, colore, punto di
ebollizione, volume ecc. (proprietà intensive ed estensive*)
Proprietà chimiche: proprietà che si osservano quando una
sostanza si trasforma in o interagisce con una o più differenti
sostanze. Es. infiammabilità, grado di ossidazione, reattività con
una certa classe di sostanze ecc.
4
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1) Individua tra le seguenti
trasformazioni quelle di natura fisica:
a) bruciatura del carbone
b) la produzione del vino per
fermentazione del mosto in uva
c) lo scioglimento del ghiaccio
d) la formazione di ruggine su un
chiodo di ferro
e) la sublimazione di CO2 nel ghiaccio
secco
3) Nell’elenco dell’esercizio 2,
distingui le sostanze composte
(composti).
3. e
4) Nell’elenco dell’esercizio 2,
distingui le miscele.
4. a, b
1. c, e
2) Quali tra le seguenti è una
sostanza pura ed elementare
(elementi):
a) sciroppo
b) latte
c) rame
d) ossigeno
e) acqua
5) Quali delle miscele seguenti
possono essere
separate mediante filtrazione?
a) acqua-zucchero (sciroppo)
b) acqua-olio
c) brodo
d) acqua-limatura di ferro
2. c, d
5. d
SIMBOLI DEGLI ELEMENTI PIU' COMUNI
Al Alluminio
Ag Argento
Ar Argon
N Azoto
Ca Calcio
C Carbonio
Cl Cloro
He Elio
Fe Ferro
F Fluoro
P Fosforo
H Idrogeno
I Iodio
Li Litio
Mg Magnesio
Mn Manganese
Hg Mercurio
Au Oro
O Ossigeno
Pb Piombo
K Potassio
Cu Rame
Si Silicio
Na Sodio
Sn Stagno
Zn Zinco
S Zolfo
Se il simbolo chimico è costituito da una lettera questa va scritta
maiuscola, se è costituito da due lettere è necessario scrivere la prima
maiuscola e la seconda minuscola. Molto spesso il simbolo chimico è
formato dalla prima o dalle prime due lettere del nome italiano
dell'elemento (es: carbonio C, ferro Fe, ossigeno O). A volte però il
simbolo fa riferimento al nome antico dell'elemento (es: rame Cu da
cuprum, potassio K da kalium). I simboli degli elementi vanno sempre letti
scandendo le lettere e mai come sillaba.
5
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Esercizio: Un gioiello di argento è al giorno d’oggi
costituito da una miscela di argento e rame. Se un
bracciale di massa pari a 17.6 g contiene 14.1 g di argento,
qual è la percentuale di argento? Qual è la percentuale di
rame?
(R. % (Ag) 80.1% e % (Cu) 19.9%)
Esercizio: Una lega è formata dal 67% di piombo e per il
33% di stagno. Qual è la massa di piombo in grammi
presente in un campione di 454 g di lega? Qual è la massa
dello stagno?
(R. m (Pb) =304.18 g e m (Sn) 149.82 g)
Gruppi di Elementi
Colonne verticali della Tavola Periodica
Simili proprietà fisiche
Simili proprietà chimiche
Gruppo 1
Metalli alcalini
Gruppo 2
Metalli alcalino-terrosi
Gruppi 3-12
Metalli di transizione
Gruppo 17 (7)
Alogeni
Gruppo 18 (8)
Gas nobili
6
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7
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1
2
3 - 12
13
14 15 16 17 18
Legenda
Solidi
Liquidi
Gas
Artificiali
Metalli Alcalini
Metalli alcalino terrosi
Metalli di Transizione
Terre Rare
Altri metalli
Gas nobili
Alogeni
Non metalli
La linea rossa divide i metalli (in basso a sinistra) da i non metalli (in alto a destra).
8
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Metalli e NonNon-metalli
Metalli
Posti a sinistra della linea in grassetto
duttili, malleabili, lucenti
ottimi conduttori di calore ed elettricità
Non-metalli
posti a destra della linea in grassetto
opachi e fragili
bromo (non metallo)
buoni isolanti
silicio (semimetallo)
rame (metallo)
Esercizio: Indicare i simboli di:
Rame
Stagno
Ferro
Idrogeno
Mercurio
Zolfo
Cu
Sn
Fe
H
Hg
S
Esercizio: indicare il nome dell’elemento
chimico rappresentato
Mg
K
Zn
C
Sb
N
Magnesio
Potassio
Zinco
Carbonio
Antimonio
Azoto
9
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Esercizio:
Quanti sono gli elementi che appartengono al quarto periodo della tavola
periodica? Fornite il nome e il simbolo di ciascuno. Stabilite per ognuno se si
tratta di un metallo, un non metallo o un metalloide.
Esercizio:
Quanti periodi della tavola periodica possiedono 8 elementi, quanti
ne possiedono 18 e quanti 32?
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Esercizio: osservando la Tavola Periodica, individua:
1. Un elemento del 13° gruppo appartenente al quinto periodo
2. L’alogeno nel terzo periodo
3. Un elemento del quarto periodo simile al Ne
4. Un elemento del sesto periodo simile al Se
5. Metalli alcalini e alcalino terrosi
Esercizio:
Il gruppo 1 della Tavola Periodica è costituito da:
1. Metalli di transizione
2. Alogeni
3. Metalli alcalini
4. Metalli alcalino-terrosi
Esercizio:
Gli alogeni sono:
1. Be, Mg, Ca, Sr, Ba
2. F, Cl, Br, I, At
3. O, S, Se, Te, Po
4. N, P, As, Sb, Bi
11
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R
Gli elementi si differenziano nel loro comportamento per il numero dei
protoni (o NUMERO ATOMICO) contenuti nel nucleo del loro atomo.
L’atomo è costituito da un nucleo (contenente protoni e neutroni, la cui
somma è il NUMERO DI MASSA) ed da elettroni (che girano intorno al
nucleo e che possono variare il loro numero (da atomo neutro a IONE)
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Carica positiva
Carica nulla
Carica negativa
In un atomo neutro la somma dei protoni coincide con la somma degli
elettroni
Riepilogando…
Le particelle fondamentali:
Particella
Massa (g)
Carica (C)
Simbolo
Elettrone
Protone
Neutrone
9.117·10-28
-1.6022·10-19
e-
1.673·10-24 +1.6022·10-19
1.675·10-24
0
p+
n
Massa relativa Carica relativa
1/1840
1
1
-1
+1
0
MA
Esprimere la massa di un atomo in g è piuttosto sconveniente (10-24 – 10-23 g)
Si assume come massa di riferimento un atomo di 12C, e si definisce l’unità
di misura per le masse su scala atomica ponendo che un atomo di 12C ha
massa pari a 12 uma (unità di massa atomica) ovvero Da (dalton)
1 uma =
1
1 massa 1 mol di 12C
1
0.012 kg
=
=1 .66054 ⋅10-27 kg
massa 12 C =
12
12
NA
12 6.022137⋅ 1023
13
01/10/2012
A
ZX
numero di massa A : numero di protoni + numero di neutroni
numero atomico Z : numero di protoni nel nucleo
ISOTOPI : atomi con lo stesso numero atomico Z
Ma con diverso numero di massa A
ISOTOPI : atomi con lo stesso numero atomico Z
ma diverso numero di massa A
Abbondanza isotopica : presenza in % di un singolo isotopo
in natura.
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Gli isotopi dell’ idrogeno
• Trova il
– Numero
– Numero
– Numero
– Numero
– Numero
di protoni
di neutroni
di elettroni
atomico
di massa
19
9
F
9
10
9
9
19
80
35
Br
35
45
35
35
80
15
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Esercizio: quali insieme di valori sono possibili? Perché gli altri non lo
sono?
Numero di massa
Numero atomico
protoni
Neutroni
1.
19
42
19
23
2.
235
92
92
143
3.
53
131
131
79
4.
42
15
15
15
5.
14
7
7
7
6.
40
18
18
40
IONI (monoatomici)
Un elemento può perdere o acquistare elettroni trasformandosi in ione.
Si chiama CATIONE l’elemento che ha perso elettroni e si è caricato
positivamente.
Si chiama ANIONE l’elemento che ha acquistato elettroni e si è caricato
negativamente.
La cariche vengono indicate in alto a destra rispetto al simbolo e
coincidono con il numero di elettroni acquistati (persi).
Es:
Fe3+ CATIONE: ha perso 3 elettroni
Cl- ANIONE: ha acquistato un elettrone
Fe2+ CATIONE: ha perso 2 elettroni
S2- ANIONE: ha acquistato 2 elettroni
16
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Esercizio
Scrivere il simbolo dell’atomo/ione contenente:
n° protoni=24
n° elettroni=21
n° neutroni=28
protoni + neutroni
protoni - elettroni
52
24
X
3+
protoni
Corrisponde allo ione:
(p-e) = 0
(p-e) > 0
(p-e) < 0
p=e
p>e
p<e
Cr3+
atomo neutro
catione
anione
Esercizio
Dato lo ione potassio
neutroni, Z ed A.
39
K
+
indicare: il numero di elettroni, protoni,
Dalla tavola periodica…
A = numero di massa = 39
Z = n° atomico = 19 = n° protoni
N° neutroni = 20
N° elettroni = (n° protoni)-(carica ione) = 19-(+1) = 18
Esercizio:
Indicare qual è il simbolo dello ione X3+ avente 55 elettroni
Ione con carica +3 ha perso 3 elettroni
N° protoni = n° elettroni +3 = 55+3 = 58
Dalla tavola periodica…
con Z = 58 Ce
17
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Primo test 2005
1) Il numero di massa rappresenta:
a. il numero dei neutroni nel nucleo atomico
b. la somma dei protoni e dei neutroni presenti nel nucleo
X
c. il peso atomico in uma
d. il numero di protoni nel nucleo atomico
2) Gli isotopi:
a. hanno uguale numero di massa e diverso numero atomico
b. hanno lo stesso numero di neutroni
c.
X hanno uguale numero atomico e diverso numero di massa
d. hanno lo stesso peso atomico
3) Il nucleo di 2311Na contiene:
a. 23 protoni e 11 elettroni
b. 23 protoni e 11 neutroni
c.
X 11 protoni e 12 neutroni
d. 11 protoni e 12 elettroni
Primo Test Chimica 2004 fila A
1. Determinare, con l’uso della tavola periodica, quale elemento ha numero di
massa di 59.
a) praseodimio
b)
X cobalto
c) iodio
d) boro
2. Quale di questi elementi appartiene ad un gruppo del Sistema Periodico
diverso da quello degli altri?
a) Litio
b) Sodio
c) Potassio
d) Magnesio
X
3. Quale dei seguenti simboli indica un atomo con 3 protoni e 2
elettroni:
a)
Mg2+
b)
Be2+
c)
H+
d)
Li+
X
18
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Completare la seguente tabella
Z
A
e
n
p
Cu
29
30+29
29
30
29
Ca2+
20
41
18
41-20
20
31
P
15
15
31
15
31-15
15
I-
53
131
53+1
131-53
53
Completare la seguente tabella
Numero
atomico
Numero
di massa
3
7
12
24
8
88
16
226
Numero
di
neutroni
Numero
di
elettroni
4
3
12
8
138
Simbolo dell’atomo o
dello ione
Li
Mg2+
10
10
O2─
88
226Ra
19
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Appello 23-09-02 Fila A Ex.1
Completare la seguente tabella
Simbolo dell’atomo o ione
45Sc
33S
Z (Numero protoni p+)
Numero neutroni (n)
Numero e- dell’atomo
A Numero di massa
8
8
58
140
Appello 25-03-02 Fila C Ex.2
Indicare il numero di p+, n ed e- presenti in
a)
b)
c)
d)
12C
40Ca
40Ca2+
17O2-
Appello 23-09-02 Fila A Ex.1
Completare la seguente tabella
Simbolo dell’atomo o ione
45Sc
33S
16O
140Ce
Z (Numero protoni p+)
21
16
8
58
Numero neutroni (n)
Numero e- dell’atomo
A Numero di massa
24
21
45
17
16
33
8
8
16
82
58
140
Appello 25-03-02 Fila C Ex.2
Indicare il numero di p+, n ed e- presenti in
a)
b)
c)
d)
12C
40Ca
40Ca2+
17O2-
p+ = 6; n = 6; e- = 6
p+ = 20; n = 20; e- = 20
p+ = 20; n = 20; e- = 18
p+ = 8; n = 9; e- = 10
20
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Numero di massa (A) = somma del numero di protoni e neutroni
Massa Atomica o Peso Atomico = media pesata sull’abbondanza isotopica
relativa degli isotopi presenti
Esempio:
In natura il carbonio è costituito da due isotopi stabili: 12C, 13C, 14C.
di peso atomico 12 uma (98,89%)
13C di peso atomico 13,0033 uma (1,11%)
14C percentuale trascurabile (che quindi si omette nel calcolo).
12C
Quindi il peso atomico del C (quello riportato in Tav. Periodica):
(98.89·12 uma + 1,11·13.0033 uma)/100 = 12,0111 uma
In generale
Ma tav.per =
∑Ma ⋅ abbondanza %
i
i
i
100
Esempio:
Il cromo è un elemento avente la seguente composizione isotopica naturale:
50Cr
(p.a. 49.9461): 4.352%
52Cr
(p.a. 51.9405): 83.764%
53Cr
(p.a. 52.9407): 9.509%
54Cr
(p.a. 53.9389): 2.375%
Calcolare il peso atomico del cromo
p.a.Cr = (49.9461 × 4.352 + 519405 × 83.764 + 52.9407 × 9.509 +
+ 53.9389 × 2.375)/100 = 51.996
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01/10/2012
Esercizi abbondanza isotopica
1. Le masse e le relative abbondanze isotopiche del Litio sono:
Litio 6: 6,0151 UMA
7,421%
Litio 7: 7,0160 UMA
92,579%
Qual è la massa atomica del Litio?
Ma (Li)= Ma ( Litio 6) x % (Litio 6) + Ma ( Litio 7) x % (Litio 7)
= 6,0151x 7,421/100 + 7,0160 x 92,579/100 = 6,941 UMA
2. Il bromo presente in natura è costituito dal 50.69% di 79Br
(ma=78.9183 uma) e dal 49.31% di 81Br (ma=80.9163 uma).
Calcolare la massa atomica del bromo.
[R. 79.904 uma]
3. Il Rame è presente in natura sotto forma di due isotopi, 63Cu e
con masse di 62.939598 uma e 64.927793 uma rispettivamente.
Calcolare l’abbondanza isotopica del 63Cu e del 65Cu.
63.546= 62.939598x +64.927793y
1 = x+y
65Cu,
[R. 69.5%; 30,5%]
Formule chimiche
Le specie chimiche si rappresentano sinteticamente con delle notazioni
dette formule chimiche.
Le formule chimiche indicano quali elementi sono presenti in una data
specie chimica (o quale elemento, nel caso di una specie elementare) e in
quali rapporti essi si trovano
Composto
Formula chimica
Descrizione
Acido solforico
H2SO4
2 atomi di idrogeno (H)
1 atomo di zolfo (S)
4 atomi di ossigeno (O)
Cloruro di sodio
NaCl
1 atomo di sodio (Na)
1 atomo di cloro (Cl)
Glucosio (uno zucchero)
C6H12O6
6 atomi di carbonio (C)
12 atomi di idrogeno (H)
6 atomi di ossigeno (O)
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01/10/2012
LE FORMULE DELLE SOSTANZE
Una determinata sostanza è sempre individuata dalla stessa formula
chimica in quanto essa rappresenta in maniera molto sintetica la
particella che costituisce la sostanza stessa. Una formula descrive una
particella e quindi solamente le sostanze (elementi e composti) sono
rappresentabili dalle formule chimiche in quanto costituite al 100%
dallo stesso tipo di particella. Gli atomi si combinano infatti secondo
regole ben precise e solo gli aggregati stabili di atomi sono
riscontrabili in natura.
* Se in una formula è presente un solo simbolo chimico questa
rappresenta un elemento.
* Quando è presente semplicemente il simbolo dell'elemento ne viene
indicato un atomo.
ESEMPI: Na rappresenta 1 atomo di
sodio, He rappresenta 1 atomo di elio,
K rappresenta 1 atomo di potassio
Numeri piccoli al pedice (al piede della lettera) di un elemento chimico
sono chiamati indici e indicano il numero di atomi con cui l'elemento
che li precede è presente nella molecola. Se l'indice non compare è
sottinteso il numero 1.
ESEMPI: con la formula H2 intendiamo una molecola di idrogeno
costituita da 2 atomi uguali uniti fra loro. P4 rappresenta una
molecola di fosforo costituita da 4 atomi uguali uniti fra loro. Con la
formula S8 intendiamo una molecola di zolfo costituita da 8 atomi
uguali uniti tra loro. In tutti e tre gli esempi siamo di fronte a
molecole di elementi.
Se si è di fronte alla formula di un composto sarà sempre possibile
individuare al suo interno perlomeno due differenti simboli chimici.
ESEMPI: la formula H2O rappresenta la molecola di un composto (acqua)
costituita dall'insieme di 2 atomi di idrogeno e 1 atomo di ossigeno. La
formula C6H12O6 indica che la molecola di questo composto (glucosio) è
costituita da 6 atomi di carbonio, 12 atomi di idrogeno e 6 atomi di
ossigeno. Nella formula Ca(OH)2 compare una parentesi che contiene il
gruppo OH ed al pedice ha l'indice 2. Bisogna quindi considerare che
entrambi gli elementi racchiusi nella parentesi, ossigeno e idrogeno,
devono essere moltiplicati per 2. Nel complesso una molecola di questo
composto (idrossido di calcio) contiene 1 atomo di calcio, 2 atomi di
ossigeno e 2 atomi di idrogeno.
23
01/10/2012
Un numero scritto in grande davanti ad una formula indica quante
volte dobbiamo considerare tutto quello che segue.
ESEMPI: 2H2O rappresenta 2 molecole di acqua; gli atomi di una
stessa molecola sono legati tra loro mentre le due molecole non sono
legate tra loro. 3C rappresenta 3 atomi di carbonio separati. 3 CH4
rappresenta 3 molecole di un composto (metano) ciascuna costituita
da 1 atomo di carbonio e 4 atomi di idrogeno.
In questo momento non potete ancora conoscere i nomi dei composti (es:
metano); non preoccupatevene, l'importante è semplicemente riconoscere che
si tratta di un composto.
Le formule che considereremo prendono il nome di formule brute o
molecolari, in quanto ci forniscono informazioni sul tipo di elementi e sul
numero di atomi con cui ciascun elemento entra a far parte della sostanza in
esame ma non ci forniscono alcuna indicazione sulla disposizione degli atomi gli
uni rispetto agli altri. Per avere queste informazioni bisogna ricorrere alle
formule di struttura nelle quali con dei trattini sono indicati i legami chimici
che tengono uniti gli atomi tra loro.
FORMULE CHIMICHE
• FORMULA MINIMA (o EMPIRICA o BRUTA): esprime il rapporto tra
i diversi atomi di una molecola, utilizzando i più piccoli numeri interi
come pedici (per composti molecolari, covalenti e ionici).
• FORMULA MOLECOLARE: esprime non solo il rapporto tra gli atomi
dei vari elementi, ma indica anche il numero reale di atomi dei vari
elementi in una singola molecola (per composti molecolari).
• FORMULA DI STRUTTURA : indica come gli atomi di una molecola
sono uniti tra loro e come sono disposti nello spazio.
24
01/10/2012
Composto
Acetilene
Formula. minima
(empirica o bruta)
CH
Formula. molecolare
F. di struttura
HCCH
C2H2
H
Benzene
CH
C6H6
H
C
C
H
C
C
H
C
C
H
H
Alcol etilico
C2H6O
C2H6O
H
H
H C C O
H
H H
Etere dimetilico
C2H6O
C2H6O
H
H
H C O C H
H
H
La formula molecolare può coincidere con la formula minima oppure può essere un
suo multiplo intero.
Composti diversi possono avere la stessa formula molecolare ma diversa formula di
struttura (ISOMERI COSTITUZIONALI o di STRUTTURA).
Mole è la quantità di materia di un sistema che contiene un numero di
entità elementari pari al numero di atomi (NA) contenuti in 12 grammi
dell’isotopo 12C del carbonio.
Numero di Avogadro NA = 6.0221353·1023
O meglio… NA = 6.0221353·1023 mol-1= costante di Avogadro
1 mole di 12C pesa 12 g e contiene NA atomi
In generale
La massa atomica di un elemento, espressa in unità di massa atomica
(uma) è numericamente uguale alla massa di 1 mole di atomi
dell’elemento espressa in grammi
Massa molare MM di una sostanza è la massa per mole, perciò la massa
molare è espressa in grammi per mole.
Massa molecolare PM (peso molecolare) = somma delle massa atomiche
degli atomi che compongono la molecola.
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Massa molecolare (peso molecolare) =
somma delle massa atomiche della molecola
Esempi:
H2SO4: massa molecolare =
2×1,0079 + 32,066 + 4×
4×15,9994 = 98,078 uma
C6H12O6: massa molecolare. =
6×12,011 + 12×
12×1,0079 + 6×
6×15,9994 = 180,156 uma
Calcola la massa molecolare delle seguenti sostanze:
a. NH3
b. CaBr2
c. H3PO4
d. Na2SO4•10H2O
a. 17,0 uma
b. 199,9 uma
c. 98,0 g uma
d. 322,2 uma
Calcolo del numero di moli a partire dalla massa molare
n= m
MM
g
g/mol
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Riassumendo……..
n= m
MM
m = n x MM
n° di entità elementari (atomi, molecole…) =
n x NA
ha un peso atomico
pari a 4 u.m.a.
Ha massa pari a 4 g
Ha un volume pari a
22,414dm3 (in c.s.)
1 mol di
Elio (He)
ha un numero
di atomi pari a
6.022 x 1023
ESERCIZIO 1:
Calcolare la massa molare della molecola di ossigeno.
Dalla tavola periodica…M.A. (O) = 15.9994 uma
NB: La molecola di ossigeno contiene due atomi
Massa molecolare O2 = 2 x 15.9994 = 31.9988 u.m.a
M.M. = 32 g/mol
ESERCIZIO 2:
Calcolare la massa molare del metano (CH4)
M.A. (C) = 12.011 uma; M.A. (H) = 1.0079 uma
Massa molecolare CH4 = M.A. (C) + 4 x M.A. (H) = 12.011 uma + 4 x
1.0079 uma = 16.043 uma
M.M. (CH4) = 12.011 g/mol + 4 x 1.0079 g/mol = 16.043 g/mol
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Esercizio:
a) Quanti grammi contiene una mole di Neon, di ossigeno e di
carbonio?
b) Pesa di più una mole di ferro, piombo o carbonio?
c) Pesa di più una mole di sodio o ossigeno?
R.
a) 20.18 g, 32,00 g, 12,01 g
b) Pb
c) ossigeno
Esercizio:
Calcolare quante moli sono presenti in 1g di metanolo CH3OH
PM CH
3OH
n CH
= 1 × 12,011 + 4 × 1,0079 + 1 × 15,9994 = 32.042 g/mol
= m CH
3OH
3OH
/ PM
CH3OH
= (1g)/(32.042g/mol) = 0.031 mol = 31 mmol
Numero di moli= massa (g)/peso molecolare
1) Calcolare il numero di moli contenute in 1 kg di H2SO4.
Peso molecolare H2SO4 = 98.0
Massa molare H2SO4
= 98.0 g/mol
nH
2SO4
= mH
2SO4
/ PM
H2SO4
= (1000g)/(98.0g/mol) = 10.2 mol
1) Calcolare il numero di molecole e il numero di atomi contenuti in 25.0g di
bromo (Br2).
Peso molecolare Br2 = 159.8
Massa molare Br2 = 159.8 g/mol
n Br = m Br / PM Br = (25.0g)/(159.8g/mol) = 0.156 mol
2
2
molecole Br = n
2
2
Br2
× NA = 0.156 mol × 6.022 × 1023 mol-1 = 9.39 × 1022
atomi Br = 2 × molecole Br = 2 × 9.39 × 1022 = 1.88 × 1023
2
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ESERCIZIO 3:
Calcolare le molecole contenute in 100g di metano (CH4)
Ricordare che per passare da grammi a moli bisogna conoscere
la MM (CH4) vedi Es.2
Percorso logico:
MM
GRAMMI
nCH =
4
NA
MOLE
mCH
4
MM CH
=
4
100 g
16.043
N CH =n × NA= 6.23 mol ×6.022 ×10 23
4
g
MOLECOLE
= 6.23 mol
mol
molecole
= 3.75 ×10 24 molecole
mol
ESERCIZIO 4:
Calcolare il numero di atomi presenti in 16g di O2 e in
32g di S8.
Attenzione! La massa è data per le molecole e non per gli atomi!
Una volta risaliti al n° di molecole le moltiplicheremo per il
numero di atomi presenti nella molecola stessa
MM
MASSA(g)
MOLE
NA
MOLECOLE
FORMULA
ATOMI
MM(O2) = 2 x 15.9994 g/mol = 31.9988 g/mol = 32 g/mol
n =
O2
N
O2
m
O2
MM
=
16 g
32
O2
g = 0.5 mol
mol
molecole
= 3.011 × 1023molecole
mol
= n × NA = 0.5 mol × 6.022 × 10 23
O2
atomi
N =2 × N = 2
× 3.011× 1023molecole = 6.022 × 10 23 atomi
molecola
O2
O2
Numero di atomi di ossigeno contenuti in una molecola
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Analogamente per lo zolfo S8.
MM (S8) = 8 × 32.064 g/mol= 256.512 g/mol
n =
S8
N
m
S8
MM
32 g
=
256.512
S8
g
mol
= 0.125 mol
= n × NA = 0.125 mol × 6.022 × 10 23
S8
S8
molecole
= 7.52 × 1022 molecole
mol
atomi
× 7.53 × 1022molecole = 6.02 × 10 23 atomi
N =8 × N = 8
molecola
S8
S8
Numero di atomi di zolfo contenuti in una molecola
ESERCIZIO 6:
Calcolare la massa molare della benzaldeide sapendo che
una singola molecola ha una massa di 1.762·10-22g.
Benzaldeide: C6H5CHO
PM(C6H5CHO) = 7·PA(C) + 6 ·PA(H) + PA(O) = 106.1 uma
Percorriamo all’indietro il nostro schema:
MOLE
NA
MOLECOLE
MM
MASSA (g)
Peso di 1 mole = Peso 1 molecola * n° molecole in 1 mole (NA)
stesso
numero
MM in g/mol = g/molecola * molecole/mole
g
1
MMC H CHO = 1.76 × 10 22g × 6.022 × 10 23 mol =106 .1 mol
6
5
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ESERCIZIO 7:
Calcolare i pesi molecolari PM e le masse molari MM dei
principi attivi nei seguenti farmaci:
a) DARVON: C22H30ClNO2
b) VALIUM: C16H13ClN2O
c) TETRACICLINA: C22H24N2O8
Dalla Tavola Periodica:
PA(C) = 12.011 uma; PA(Cl) = 35.453 uma; PA(H) = 1.0079 uam;
PA(N) = 14.007 uma; PA(O) =15.9994 uma;
a) PMDARVON = 22·PA(C) + 30·PA(H) + PA(Cl) + PA(N) + 2.PA(O) =
= (22·12.011 + 30·1.0079 + 35.453 + 14.007+ 2·15.9994) uma=
= 375.9378 uma
MMDARVON= 376 g/mol
b) PMVALIUM = 16·PA(C) + 13·PA(H) + PA(Cl) + 2·PA(N) + PA(O)
= (16·12.011 + 13·1.0079 + 35.453 + 2·14.007 + 15.9994) uma
= 284.7451 uma
MMVALIUM~ 285 g/mol
c) PMTCC = 22·PA(C) + 24·PA(H) + 2·PA(N) + 8·PA(O)
= (22·12.011 + 24·1.0079 + 2·14.007 + 8·15.9994) uma
= 444.4408 uma
MMTCC~ 444.4 g/mol
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Determinazione della formula minima e formula molecolare di un composto
La formula minima di un composto può essere determinata se sono noti,
dello stesso, gli elementi di cui è costituito (analisi chimica qualitativa) e se
sono note le quantità di ciascun elemento in percentuale in peso (analisi
chimica quantitativa). Qualora sia noto anche il peso molecolare del
composto è possibile determinare anche la formula molecolare.
ESEMPIO: La massa molare dell’acido acetico è 60 g/mol. Il composto ha la
seguente composizione molecolare.
C : 40,0%
H : 6.71 %
O :53.29%
Calcolare la formula minima e la formula molecolare del composto.
Considerando 100 g di sostanza 40,0 g di C ; 6,71 g di H ; 53,29 g di O
nc = 40,0 g / 12.011 gmol-1 = 3,33
1
nH = 6,71 g / 1.0079 gmol-1 = 6,66
2
nO = 53,29 g / 15.9994 gmol-1 = 3,33
1
Formula minima
CH2O
PM(CH2O)=30 gmol-1 = PM/2 Formula molecolare C2H4O2
ESEMPIO
Un composto, usato come combustibile nelle saldature, contiene solo carbonio e
idrogeno. La combustione di un suo campione in atmosfera di ossigeno produce
3,38 g di biossido di carbonio e 0,690 g di acqua e nessun altro prodotto.
Qual è la formula empirica del composto?
Si calcolano innanzitutto le moli di biossido di carbonio e di acqua prodotte.
Poiché tutto il carbonio è stato convertito in biossido e tutto l’idrogeno in
acqua, si può immediatamente determinare quanto carbonio e idrogeno erano
contenuti nel gas incombusto.
PM CO2 = 44,01 g/mol
PM H2O = 18,02 g/mol
n°moli CO2 = 3,38 g CO2 × (1 mol CO2 / 44,01 g CO2) × (1 mol C / 1 mol CO2) = 0,0768 mol C
n°moli H2O = 0,690 g H2O × (1 mol H2O / 18,02 g H2O) × (2 mol H / 1 mol H2O) = 0,0766 mol H
Si noti che nella seconda equazione il numero di moli di acqua viene moltiplicato
per due al fine di determinare il numero di moli di idrogeno poiché ogni molecola
di acqua contiene due atomi di idrogeno. Dal momento che 0,0766 è
praticamente uguale a 0,0768 (nei limiti di precisione delle misure), si può
concludere che il composto contiene ugual numero di moli di carbonio e di
idrogeno. La sua formula empirica è quindi CH. La sua formula molecolare
potrebbe essere CH, C2H2, C3H3 e così via. Se conoscessimo il PM potremmo
determinare l’esatta formula molecolare.
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ESERCIZIO:
Calcolare la formula empirica (o minima) di un idrocarburo
di cui l’analisi elementare in massa ha fornito la seguente
composizione percentuale: C = 85.63%; H = 14.37%
Si prendono sempre come riferimento 100g di sostanza.
E %E
nE =
MME
C 85.63g 12.011g/mol
ME
MME
7.13mol
H 14.37g 1.0079g/mol 14.26mol
nC : nH = 1 : 2
nE
< ne
7.13/7.13= 1
14.26/7.13= 2
la formula minima è CH2
La formula molecolare corrispondente potrebbe essere C2H4 l’ ETILENE.
In generale CnH2n è la formula minima degli idrocarburi ALCHENI
ESERCIZIO:
Calcolare la formula empirica (o minima) di un composto di
cui l’analisi elementare in massa ha fornito la seguente
composizione percentuale:
K = 26.57%; Cr = 35.36%; O = 38.07%
Si prendono sempre come riferimento 100g di sostanza.
nE =
ME
MME
nE
nE
E
%E
MME
K
26.57 g
39.19 g/mol
0.68 mol
1
2
Cr
35.36 g
51.996 g/mol
0.68 mol
1
2
O
38.07 g
15.9994 g/mol 2.379 mol
3.499
7
nK : nCr : nO = 2 : 2 : 7
< ne
< ne
⋅2
la formula minima è K2Cr2O7
N.B. Per la legge di Dalton il rapporto tra gli atomi in un composto
deve essere espresso da numeri interi, i minori ottenibili!
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ESERCIZIO:
Calcolare la formula empirica del composto che si forma
quando 9.33g di rame metallico reagiscono con cloro in
eccesso per dare 14.54g del composto stesso.
Il riferimento del 100% sono i 14.54g del composto!
MCu = 9.33g
nCu =
M Cu
9.33g
=
= 0.147mol
g
MM Cu 63.559 mol
M Cl = M tot − M Cu = 14.54 g − 9.33 g = 5.21g
nCl =
M Cl
5.21g
=
= 0.147 mol
g
MM Cl 35.453 mol
nCl : nCu = 1 : 1
la formula molecolare è CuCl
cloruro
rameoso
DETERMINARE LA FORMULA DI UN COMPOSTO
ESERCIZIO 15a:
Un composto gassoso viene analizzato e risulta essere
formato da: carbonio (39,970 %), azoto (46,612 %) e
idrogeno. Determinare la formula minima del composto
Risposta: CH4N
ESERCIZIO 15b:
Determinare la formula molecolare del composto
precedente sapendo che ha una massa di 60,1 g mol-1.
Risposta: C2H8N2
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Densità
D = m/V
D = densità,
m= massa
V = volume.
Densities of Some Common Substances
Substance
Density (g/mL)
Ice (0 °C)
0.917
W ater (4.0 °C)
1,000
Gold
19.31
Helium (25 °C)
0.000164
Dry Air (25 °C)
0.001185
Human Fat
0.94
Cork
0.22 - 0.26
• Esempio 1: Qual’è il volume di oro
che ha una massa di 3.45 g?
0.1787 ml
• Esempio 2: Un sostanza ha una
massa di 23 g e un volume di 0.192
litri. Qual’è la sua densità?
• Esempio 3: Qual’è la massa di 1
litro di zucchero, che ha densità
pari a 1.59 g/ml?
1590 g
VOLUME MOLARE:
Il volume di un corpo è direttamente proporzionale alla sua massa
secondo una costante: la densità.
V= m
ρ
ρ=
m
(g/l)
V
1 l = 1 dm3 = 103 cm3
Se considero la massa di una mole (MM = massa molare) il volume
occupato sarà il VOLUME MOLARE (v)
v = MM (l/mol) o (dm3 / mol)
ρ
PRINCIPIO DI AVOGADRO: per i gas il volume molare in condizioni
standard (c.s. = 0°C; 1 atm) è una costante ed è pari a 22,414 dm3 ( =
22,414 l)
MASSA
MOLARE
“ρ”
VOLUME
MOLARE
“n”
VOLUME
TOTALE
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ESERCIZIO 8:
Calcolare il volume di una mole di alluminio, sapendo che la
densità di Al è ρAl = 2.7 g/cm3.
Percorso logico:
ρ
MM
Volume Molare (vm) = Volume di 1 mole
MMAl = 26.98 g/mol
vmAl
MMAl = 26.98
=
ρAl
2.7
g
mol
g
3
cm
= 9.99 mol
= 10 cm3/mol
cm3
ESERCIZIO 9:
Calcolare il volume occupato da 22g di anidride carbonica (o
biossido di carbonio, CO2) in condizioni standard (c.s.).
MASSA
MM
MOLI
vm
Volume totale (Vtot)
MMCO2 = (12.011+2·15.9994) = 44.0098 g/mol
nCO =
2
m CO
22g
= 0.5 mol
=
g
MMCO
44.0098 mol
2
2
Il volume molare di un gas in c.s. è:
Vtot = n × vm = 0.5 mol × 22.414
v = 22.414 l/mol
l
mol
= 11.207 l
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