NUCLIDI
Un nuclide è un atomo caratterizzato dal
numero di massa A (numero di neutroni e
di protoni) e dal numero atomico Z
(numero di protoni)
A
N
Z
Lezione n. 4
1
NUCLIDI
Il nuclide neutro ha un numero di
elettroni uguale a quello di protoni.
Il numero Z caratterizza la specie
atomica. Nuclidi con lo stesso Z ma
differente A possono esistere e si
chiamano isotopi
Lezione n. 4
2
Isotopi
1
H
1
2
1H
3
H
1
La massa relativa dei nuclidi è oggi ottenuta
con alta precisione con strumenti
chiamati spettrometri di massa
Esistono strumenti che consentono di misurare
le masse di nuclidi con la precisione di 11
cifre significative.
28Si
= 27.97602653 u
Lezione n. 4
3
Unità di Massa Atomica
(u - uma - Da)
Una unità di massa atomica, 1u, si definisce
esattamente uguale a 1/12 della massa
dell’atomo 12C
1 u = 1.6605(1) ·10-24 g
La massa dell’atomo 12C è esattamente 12 u.
Lezione n. 4
4
MISCELE ISOTOPICHE
Una stessa specie atomica ha, di
norma, diversi isotopi: si parla di
miscela isotopica naturale
Lezione n. 4
5
GLI ELEMENTI
Le specie atomiche sono 114, di
cui 90 naturali; di queste, 81
hanno almeno un nuclide stabile
Lezione n. 4
6
ELEMENTI
Lezione n. 4
7
LA MOLE
La MOLE è l’unità di misura
della quantità di sostanza.
Il suo simbolo è mol
Lezione n. 4
8
Mole e Numero di Avogadro
Una mole è di sostanza è quella
quantità di sostanza che contiene un
numero NA di particelle
NA è un numero che è chiamato
Numero di Avogadro
NA è il numero di atomi che stanno
esattamente in 12 g di 12C
Lezione n. 4
9
Mole e Numero di Avogadro
NA = 6.0221367(36) ·1023 mol-1
Una mole di 23Na è la quantità di sostanza
che contiene N atomi di 23Na ed ha massa
(in g) uguale al numero che esprime la massa
relativa dell’atomo 23Na rispetto a quella di 12C
Lezione n. 4
10
Mole e Numero di Avogadro
NA = 6.0221367(36) ·1023 mol-1
1 mole di elettroni contiene NA elettroni
1 mole di Fe contiene NA atomi di ferro
1 mole di CH4 contiene NA molecole di
metano
Lezione n. 4
11
Mole e Massa Molare
E’ detta MASSA MOLARE di una
sostanza la massa in grammi di una mole
di quella sostanza.
La MASSA MOLARE è uguale alla
massa atomica (o molecolare) di quella
sostanza espressa in grammi ed ha le
dimensioni di g·mol-1
Lezione n. 4
12
Massa Media e Massa Molare
La massa media dell’idrogeno è 1.007976 u
e 1 u = 1.6605(1) ·10-24 g, allora
la massa media di un atomo di H
espressa in g è:
1.007976 · 1.6605 ·10-24 g = 1.6737 ·10-24 g
La massa molare è la massa espressa
in grammi di una mole di sostanza, allora
per l’idrogeno la massa molare è:
1.6737 ·10-24 g · 6.0221367 ·1023 mol-1 =
1.0079 g mol-1
Lezione n. 4
13
Massa Media e Massa Molare
Massa molare del fluoro (F) =
massa di una mole di atomi di F =
massa di NA atomi di F.
La massa media di un atomo di F è
18.9984 u
la massa molare di un atomo di F è
18.9984 gmol-1
La massa media di un atomo di Pb è
207.19 u
la massa molare di Pb è
207.19 gmol-1
Lezione n. 4
14
Mole e Massa Molare
La massa molare di:
H2O
è
18,015 g·mol-1
Fe
è
55,845 g·mol-1
H2
è
2,016 g·mol-1
Allora: 1 mole di H2O pesa 18,015 g
1 mole di Fe pesa 55,845 g
Lezione n. 4
15
Mole e Massa Molare
In generale:
n moli di una sostanza pesano n volte la sua
massa molare
La massa molare di una sostanza è uguale
numericamente alla somma delle masse
atomiche delle specie che la compongono
18,015 g di H2O = 2 ·1,008 + 1 ·15,999
Lezione n. 4
16
Mole e Massa Molare
Lezione n. 4
17
Conversione Moli  Grammi
Moli  Grammi
Grammi  Moli
Moltiplicare le moli
per la massa molare
Dividere i grammi
per la massa molare
mol · (g ·mol-1) = g
g · (mol ·g-1) = mol
Esempi
Lezione n. 4
18
Esempio
Conversione Moli  Grammi
Quanti grammi di CaCO3
corrispondono a 2 moli di questo sale?
1) Peso formula di CaCO3 :
PF = 40.078 u (Ca) +
12.011 u (C) +
3x15.999 u (O)
100.086 u
2) Massa molare CaCO3 = 100.086 gmol-1
Lezione n. 4
19
Esempio
Conversione Grammi  Moli
Quante moli N2O5 corrispondono
a 204.0 g di questo gas?
1) Peso molecolare (PM) di N2O5 :
PM = 2x14.007 u (N) +
5x15.999 u (O)
108.009 u
2)
3)
Massa Molare N2O5 = 108.009 gmol-1
mol = g/MassaMolare = g/gmol-1=
204.0g/108.0 gmol-1 =1.889 mol
Lezione n. 4
20
Calcoli Stechiometrici
Quanti grammi di CuO possono essere ricavati da
0.2134 g di Cu?
1) PF CuO = 63.55 u + 16.00 u = 79.55 u
2) MM CuO = 79.55 gmol-1
3) 0.2134 g/63.55 gmol-1 = 3.358·10-3 mol di Cu
4) 3.358·10-3 mol x 79.55 gmol-1 =
= 2.671 ·10-1 g CuO
Lezione n. 4
21
Calcoli Stechiometrici
2.04 g di C reagiscono con 5.44 g di O2 per dare
7.48 g di un composto. Quanti atomi di C e di O
sono presenti nella formula di questo composto?
1) 2.04 g/12.0 gmol-1 = 1.70 ·10-1 mol C
2) 5.44 g/32.0 gmol-1 = 1.70 ·10-1 mol O2
3) 1.70 ·10-1 mol x 2 = 3.40 ·10-1 mol O
4) 1.70/3.40 = 1/2
5) CO2
Lezione n. 4
22
Calcoli Stechiometrici
Formula minima (empirica) e formula molecolare
La formula minima di un composto fornisce il tipo di
atomi ed i rapporti stechiometrici con i quali questi
partecipano al composto
La formula molecolare di un composto, dà la
composizione della molecola del composto
Lezione n. 4
23
Calcoli Stechiometrici
Analisi elementare
Dall’analisi elementare è possibile ricavare solo
la formula minima di un composto. Per conoscere
la sua formula molecolare dobbiamo avere informazioni
sulla massa molecolare (peso molecolare)
Lezione n. 4
24
Calcoli Stechiometrici
Formule e composizione elementare:
C9H8O4
1) PF = 9 x 12.01 + 8 x 1.008 + 4 x 15.99 =
180.12 u MM = 180.12 gmol-1
2) 9 x 12.01 gmol-1 = 108.1 gmol-1 C
3) 8 x 1.008 gmol-1 = 8.064 gmol-1 H
4) 4 x 15.99 gmol-1 = 63.96 gmol-1 O
5) 108.1 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.600 (60.0 %) C
8.06 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.045 (4.5 %) H
63.96 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.355 (35.5 %) O
Lezione n. 4
25
Calcoli Stechiometrici
Formule e composizione elementare:
Qual’ è la formula empirica di un composto la cui analisi
elementare risulta:
49.48 % C, 5.19 % H, 28.85 % N, 16.48 % O?
Con quante cifre significative si deve determinare la
percentuale di C in un campione di un farmaco per
distinguere aspirina (C9H8O4) da cocaina (C17H21O4N ) ?
La vitamina B12 contiene il 4.34 % in Co. Sapendo che
c’è un solo atomo di Co per molecola di B12, calcolare la
massa molare della vitamina.
Lezione n. 4
26
Calcoli Stechiometrici
Formule e composizione elementare:
Qual’ è la formula molecolare di un composto la cui
analisi elementare è: 5.93 % H e 94.07 % O e la cui
massa molare è 34.015 gmol-1?
Calcolare la percentuale in peso di CO2 in H2CO3
Lezione n. 4
27
Calcoli Stechiometrici
Equazioni chimiche e loro uso:
La decomposizione di perossido di idrogeno produce
ossigeno e acqua:
2H2O2(aq)  2H2O(l) + O2 (g)
Calcolare quanto O2 è prodotto da 1 kg di H2O2
Quanti g di O2 sono necessari per bruciare 100 g di
glucosio (C6H12O6)?
Lezione n. 4
28
Calcoli Stechiometrici
Equazioni chimiche : bilanciamento
Bilanciare un’equazione chimica significa porre
opportuni coefficienti ai reagenti ed ai prodotti in modo
che il numero di moli totali (e quindi la massa) di ciascun
elemento che entra nei composti partecipanti alla
reazione deve essere lo stesso fra i reagenti e fra i
prodotti.
E’ una conseguenza della legge della conservazione della
massa.
Lezione n. 4
29
Calcoli Stechiometrici
Equazioni chimiche e loro uso: reagente limite
Se uno dei reagenti è presente in quantità molare
inferiore a quella richiesta dalla stechiometria della
reazione, la resa della reazione è limitata da questo.
Es.:
C2H4(g) + H2O(g)  C2H6O(g)
Qual’ è la massima quantità di etanolo che può essere
prodotta da 1 kg di etilene e 1 kg di vapor d’acqua?
Lezione n. 4
30
Calcoli Stechiometrici
Equazioni chimiche e loro uso: Resa teorica, resa
sperimentale e resa percentuale.
Resa teorica = resa stechiometrica
Resa sperimentale = quanto ottenuto in pratica dalla
reazione
Resa percentuale = resa sperimentale/ resa teorica
Lezione n. 4
31
Calcoli Stechiometrici
Equazioni chimiche e loro uso: Resa teorica, resa
sperimentale e resa percentuale.
NH4NO3 è sintetizzato da NH3 e HNO3. 17·103 kg di
NH3 producono 63 ·103 kg di nitrato, qual’ è la resa
percentuale?
Reagente in eccesso = quello presente in eccesso rispetto
al reagente limite.
Lezione n. 4
32