Massa atomica relativa
La massa di un atomo è troppo piccola rispetto all’unità
di misure del kg.
Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo
di riferimento.
Per convenzione la massa del
esattamente = a 12.
12C
è stata definita come
1/12 della sua massa è l’unità di riferimento = u.m.a.
Particella
(simbolo)
Carica assoluta
Protone (p)
+1.6021773 x 10-19 C
Elettrone (e)
-1.6021773 x 10-19 C
Neutrone (n)
0
Carica
relativa
Massa assoluta
Massa relativa
+1
1.6726 x 10-24 g
1.0073
-1
9.109390 x 10-28 g
0.0005486
0
1.6749 x 10-24 g
1.0087
Massa atomica
Si definisce peso atomico di un elemento la massa
relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12
della massa di un nuclide di 12C.
Il peso atomico dell'idrogeno è:
1,008
Quello dell’ossigeno è:
15,99
Massa Molecolare
somma dei pesi atomici di tutti gli
elementi contenuti in una molecola
di una sostanza elementare o di un
composto
1. I2: 126.9x2= 253.8
2. H2SO4: (1.008 x 2) + 32.064 + (15.999 x 4) = 98.076
Peso formula
Quando una sostanza non è formata da
molecole discrete ma da un insieme
infinito di atomi o ioni
1. NaCl:
22.9898 + 35.453 = 58.443
1. K2Cr2O7:
(39.10 x 2) + (51.996 x 2) + (15.999 x 7) =
294.2
Massa atomica, massa
molecolare e peso formula
sono tutte MASSE MOLARI
Le unità di massa (sia atomiche
che molecolari o formula) se
espresse in grammi sono massa di
una mole
La mole
Le grandezze fondamentali e le unita' di misura nel Sistema
Internazionale (SI)
Grandezza
fondamentale
Unita’
Simbolo
lunghezza
metro
m
massa
kilogrammo
Kg
tempo
secondo
s
corrente elettrica
ampere
A
temperatura
kelvin
K
intensita’ luminosa
candela
cd
quantita’ di sostanza
mole
mol
La mole
è una quantità di atomi tale che la
sua massa in g è pari alla sua
massa atomica.
N è il numero di atomi che stanno
in esattamente 12 g di 12C.
N = 6,0221367(36) ×1023
Poiché N è un numero per mole, esso ha unità di misura
mol-1 ed è chiamata costante di Avogadro.
N = 6,0221367(36) ×1023 mol-1
La mole
Una mole di 23Na è la quantità di sostanza che
contiene N atomi di 23Na
Una mole di H2O è la quantità di sostanza
che contiene N atomi di H2O
E’ un multiplo della massa molecolare;
numericamente è uguale alla massa molecolare, ma è
espressa in grammi
1 mol di CaSO4 = 136 g
In una reazione o in una formula chimica
contano le moli, non i grammi!
Es: 2H2 + O2  2H2O
Mole e massa molare
Una mole di sostanze diverse mostra pesi diversi !
In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!
MOLE
Quantità espressa in grammi pari alla massa della sostanza
(atomo o molecola) espressa in unità di massa atomica.
Es. NaCl (cloruro di sodio)
P.A. Na : 22.99 d
P.A. Cl : 35.45 d
P.M. NaCl : 58.44 d
1 mole di NaCl
58.44 g
Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di
particelle , detto numero di Avogadro : N = 6.023 x 1023
Il numero di moli contenuto in una nota massa di una sostanza
può essere calcolato dalla seguente relazione :
n (moli) =
m (g)
P.M. (g/mole)
Formula minima e formula vera
Composti sconosciuti
Analisi qualitativa
Analisi quantitativa
Determinazione MM
= Ca, S, O
% Ca
Ca = 29,41%
S = 23.52%
O = (resto) 47.07%
29,41 g/100g
=
40 g/mol
= 0,73 mol/100g
40 g/mol
%S
32 g/mol
CaSO4
Ca
S
O
40 + 32 + (16 x 4) = 136
47,07 g/100g
=
16 g/mol
0.73
0.73
2.94
Ca ------ = 1 S ------ = 1 O ------  4
0.73
0.73
0.73
= 0,73 mol/100g
32 g/mol
%O
Formula vera
Massa Molecolare determinata
sperimentalmente: 136 g/mol
23,52 g/100g
=
Formula minima
= 2,94 mol/100g
16 g/mol
136 / 136 = 1 , la formula MINIMA
coincide con quella VERA
La nomenclatura chimica
I composti possono essere indicati con nomi
comuni oppure con nomi sistematici
Alcuni composti sono fatti da cationi ed anioni
(ionici), altri non si separano in cariche
elettriche (covalenti)
Nomenclatura dei composti ionici.
– anione - catione. (cloruro di sodio, carbonato di calcio)
Nomenclatura di composti molecolari.
• come se il composto fosse ionico.
• Un composto binario:
– cloruro d'idrogeno HCI
– solfuro d'idrogeno H2S
Composti ionici
Unità formula e peso formula. Un composto ionico
è rappresentato da una formula chimica che
indica il numero relativo di atomi di ciascun
elemento nel composto.
•
•
•
•
Nel cloruro di sodio: NaCl.
Nel carbonato di sodio: Na2CO3
Nel solfato d'ammonio (NH4)2SO4.
Un'unità formula è un gruppo di ioni che coincide
con la formula del composto.
Soluzioni
miscele omogenee di più composti
• Le soluzioni sono miscele omogenee di
una sostanza, il soluto, in un'altra, il
solvente (relativamente abbondante)
• I chimici fanno avvenire la maggiore parte
delle loro reazioni in soluzione perché in
questo modo i reagenti sono mobili e
possono entrare in contatto e reagire
Solvente: Componente predominante
Soluti: Componenti presenti in quantità minori
Soluto B
Soluto A
Soluto C
Solvente
Misura della concentrazione
Quando effettuiamo calcoli stechiometrici
riguardanti reazioni che avvengono in
soluzione, dobbiamo conoscere quante
moli di un soluto sono presenti in un dato
volume.
Percento in peso
NaCl al 2% (p/p)
Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significa
che in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua).
2 g NaCl
+
98 g H2O
Percento in peso
NaCl allo 0.9% (p/p)
La soluzione fisiologica di NaCl ha una concentrazione dello 0.9%
in peso.
Questo significa che in 1 kg di soluzione sono contenuti 9 g di NaCl.
0,9 g NaCl
+
99,1 g H2O
Percento in peso
Saccarosio al 10% (p/p)
In 1 kg di una soluzione acquosa di saccarosio al 10% sono contenuti
100 g di saccarosio.
10 g saccarosio
+
90 g H2O
Frazione molare
Per una soluzione costituita di na moli di A, nb moli
di B, nc moli di C, …, nz moli di Z, si definisce
frazione molare di un componente il rapporto fra il
numero di moli di quel componente ed il numero
totale di moli presenti nella miscela
Frazione molare di A =
xa =
na
na + nb + nc + ,,, + nz
La somma delle frazioni molari è uguale a 1
Frazione molare
(esempio)
Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo
a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua
b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcole
La frazione molare dell’acqua si calcola
come segue:
xH O =
2
2
2+2
= 0.5
Frazione molare
(esempio)
Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio
dissolti in 1800 g di acqua.
a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero
b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero
b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua
La frazione molare del glucosio si calcola come segue:
xglucosio =
0.1
0.1 + 0.1 + 100
= 0.000998
Molarità
M=
N. moli di soluto
Volume di soluzione
Molarità
Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che
in un litro di soluzione è dissolta una mole di glucosio.
Glucosio C6H12O6
PM glucosio :
6 x 12.0112 +
12 x 1.008 +
6 x 15,994 =
Soluzione 1M
di glucosio
1 litro
180.1272
In 1 litro di soluzione sono disciolti
180,1272 g di glucosio
Glucosio
180.1272 g
Normalità
N=
N. equivalenti di soluto
Volume di soluzione
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O
Nella reazione con idrossido di sodio
·1 mole di H2SO4 è equivalente a 2 moli di HCl
·1 mole di H3PO4 è equivalente a 3 moli di HCl
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O
1 mole di H2SO4 contiene
2 equivalenti dell’acido
1 mole di H3PO4 contiene
3 equivalenti dell’acido
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O
HCl
PM = PE = 36.5
H2SO4
PM = 98
PE = 49
H3PO4
PM = 98
PE = 32,66
Dire che una soluzione di acido solforico è 1N significa che
in un litro di soluzione è dissolto un equivalente dell’acido.
H2SO4
Acido solforico H2SO4
PM H2SO4 :
2 x 1.008 +
1 x 32,064 +
4 x 15,994 =
Soluzione 1 N ( 0.5 M)
1 litro
98.056
Essendo per H2SO4 : PE = 1/2 PM ….
In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti
49.028 g di acido solforico.
49.028 g
Molalità
m=
N. moli di soluto
Massa di solvente*
Solo solvente, senza soluto
* espressa in chilogrammi
Dire che una soluzione acquosa di glucosio è 1 molale
significa che in 1 kg di acqua è dissolta una mole di glucosio.
Glucosio C6H12O6
PM glucosio :
6 x 12.0112 +
12 x 1.008 +
6 x 15,994 =
180.1272
Per preparare una soluzione acquosa 1 m di glucosio
1 mole (180,1272 g) di glucosio viene dissolta con 1 kg di acqua
Importanza del numero delle molecole
• La frazione molare
– rapporto tra il numero di moli di molecole di un certo
tipo e il numero totale di moli di molecole presenti
• la molalità della soluzione
– il numero di moli di soluto per chilogrammo di
solvente
• la parte per milione (ppm)
– il numero di particelle di soluto presenti in 1 milione
di molecole di soluzione
Percento in peso e densità
• L’acido solforico (H2SO4) concentrato è al
87.7 % p/p, la sua densità è di 1,800
kg/Litro.
• Quale è la sua concentrazione molare?
• 877 g/kg X 1.8 kg/L = 1578.6 g/L
• 1578.6 g/L / 98 g/mol = 16.1 mol/L
Elettroliti e non-elettroliti
Le sostanze che si sciolgono per dare
soluzioni di ioni (per esempio cloruro di
sodio) e che conducono elettricità sono
dette elettroliti.
Invece le sostanze le cui soluzioni non
conducono l'elettricità, perché il soluto
rimane allo stato molecolare (glucosio ed
etanolo), sono dette non elettroliti.
Elettroliti
HCl
KCl
H2O
HF
H2S
Na2S
HPO3
H3PO4
H2SO4
H2CO3
CaCO3
K2SO4
KMnO4
Mg(OH)2
NaOH
Fe(OH)3
















H+
K+
H+
H+
H+
Na+
H+
H+
H+
H+
Ca + +
K+
K+
Mg + +
Na +
Fe + + +
Cl Cl OH FHS S -PO3 H2PO4 HSO4 HCO3 CO3 - SO4 - MnO4 2OH OH 3OH -
S --
HPO4 - SO4 - CO3 - -
PO4 - - -
Saturazione e solubilità
• quando il solvente ha dissolto tutto il soluto possibile
ed una parte resta non disciolta la soluzione è detta
satura
• una soluzione satura è una soluzione in cui il soluto
disciolto è in equilibrio dinamico con quello
indisciolto
• Una soluzione satura rappresenta il limite della
capacità del soluto a sciogliersi in una data quantità
di solvente, è quindi una misura naturale della
solubilità del soluto
• dipendono dalla natura del solvente, dalla
temperatura e, per i gas, dalla pressione
Dipendenza della solubilità dal soluto
• Data, ad esempio, la loro notevole solubilità, molti nitrati
si ritrovano raramente nei depositi minerali.
• La bassa solubilità di molti fosfati è un vantaggio per lo
scheletro degli animali e dell'uomo dato che le ossa sono
in gran parte costituite da fosfato di calcio
• gli idrogeno-fosfati sono più solubili dei fosfati
• gli idrogeno-carbonati (bicarbonati, HCO3-) sono più
solubili dei carbonati.
L’anidride carbonica si scioglie nell’acqua,
e solubilizza i carbonati,
questi vengono poi rilasciati
Dipendenza della solubilità dalla natura del
solvente
• la dipendenza della solubilità di una
sostanza dalla natura chimica del
solvente può essere riassunta con la
regola che “il simile scioglie il
simile”
• un liquido polare come l'acqua è un
solvente molto migliore di uno apolare
(tipo il benzene) per composti ionici
e polari
• liquidi non polari quali benzene e
tetracloroetilene (C2Cl4) sono solventi
migliori per i composti apolari
Effetto della temperatura e della
pressione sulla solubilità
Tutti i gas hanno solubilità minore all'aumentare della
temperatura
la solubilità di un gas in un liquido è proporzionale alla
pressione parziale del gas, sono più solubili a
pressioni più elevate
Abbassamento della tensione di
vapore
• Legge di Raoult: la tensione di vapore di una soluzione
di un soluto non volatile è proporzionale alla frazione
molare del solvente nella soluzione
• il soluto occupa una parte della superficie della
soluzione, riducendo cosi la velocità con la quale le
molecole lasciano quest'ultima
Innalzamento del punto di
ebollizione
• L'innalzamento del punto di ebollizione è proporzionale
alla molalità m della soluzione
• dove kb è la costante ebulloscopica del solvente
• Considerare la molalità in termini di ioni, non di formula
per i composti ionici
Abbassamento del punto di
congelamento
• Un soluto diminuisce il punto di congelamento (o di solidificazione)
di una soluzione: abbassamento crioscopico
• Quando à presente un soluto, un numero minore di molecole del
solvente è in contatto con la superficie del solido perché‚ alcune
delle posizioni che occupavano sono ora occupate dalle particelle
del soluto
• La diminuzione del punto di congelamento di una soluzione ideale è
proporzionale alla molalità
•
dove kf è la costante crioscopica del solvente
Osmosi
• L'osmosi è il passaggio di un solvente
attraverso una
membrana semipermeabile
• La pressione necessaria per arrestare il flusso
del solvente è detta pressione osmotica
• Il soluto ha un effetto sulla velocità con cui le
molecole del solvente passano attraverso la
membrana da ciascun lato. La velocità è
minore dal lato della soluzione perché‚
sebbene lo stesso numero di molecole prema
sulla membrana, solo quelle del solvente
possono attraversarla
membrana semipermeabile
(fa passare solo il solvente)
solvente
con soluto
A
B
solvente
puro
flusso di solvente
(osmosi)
pressione che occorre
Pressione osmotica = esercitare su A per
bloccare il flusso osmotico
OSMOSI
P
Soluzione
acquosa
H2O
p
Pressione osmotica
La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre
esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto
di destra al comparto di sinistra
Soluzione
acquosa
C
H2O
p
Si può sperimentalmente
osservare che
p=CxRxT
Calcolo pressione osmotica
pxV=nRT
p nRT
= ̶
V
• Dove n = numero delle particelle in
soluzione, espresso in moli.
• Per non elettroliti n = moli
• Per elettroliti bisogna tener conto della
dissociazione (Es. per NaCl n=moli x 2)