Corso di Chimica Generale e Inorganica Prof. Roberto Gobetto

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1 Corso di Chimica Generale e Inorganica Prof. Roberto Gobetto roberto.gobetto@unito.it Programma del corso (12 CFU = 8 CFU PARTE TEORICA 4 CFU PARTE PRATICA) -Struttura dell atomo -Legame chimico -Gas, liquidi, solidi e passaggi di stato -Equilibrio chimico -Cinetica chimica -Descrizione delle proprietà dei principali elementi Laboratorio nel II semestre

2 Le immagini proiettate durante le lezioni sono tratte dai seguenti testi: Whitten et al. CHIMICA GENERALE Ed. Piccin Atkins e Jones CHIMICA Zanichelli Bertini, Luchinat, Mani CHIMICA Casa Editrice Ambrosiana. Zanello, Gobetto, Zanoni CONOSCERE LA CHIMICA Casa Editrice Ambrosiana

3 CHIMICA La Chimica: interpreta e razionalizza la costituzione, le proprietà e le trasformazioni della materia. Dove si colloca la chimica come scienza?

4 MATERIA Materia: tutto ciò che occupa spazio! La Quantità di materia presente è chiamata massa. Il peso è la forza con la quale la materia è attratta verso il centro della terra, ed è direttamente proporzionale alla massa attraverso l accelerazione di gravità. La materia può essere descritta attraverso un certo numero di proprietà fisiche e proprietà chimiche. La chimica si occupa delle trasformazioni della materia. Una modifica permanente delle proprietà originali è una trasformazione di tipo chimico. Per esempio, la combustione della miscela metano e ossigeno, trasforma la miscela stessa in un gas formato da vapor d acqua e biossido di carbonio. Una modifica temporanea delle proprietà della materia è una trasformazione di tipo fisico. Per esempio, l acqua può manifestarsi sia allo stato solido che allo stato liquido, oppure gassoso. La materia non può essere né creata né distrutta.

5 ENERGIA Con Energia si intende la capacità della materia di produrre lavoro. L energia può essere convertita da una forma ad un altra. Per esempio: la lampadina elettrica produce luce e calore. L energia può essere trasferita (es: onde radio) L energia non può essere né creata né distrutta. Nel 1905 Einstein dimostra che: E = m c2 Cioè energia e massa sono legate. Quindi il principio di conservazione della materia e quello dell energia è uno solo. La materia è costante solo se l energia è costante!

6 MATERIA ED ENERGIA Però: Prendiamo ad esempio una reazione chimica in cui si sviluppa molta energia: la combustione del metano. Da 320 g. di metano otteniamo cal (4,3 106 cal) (1 cal = 4,1868 J = 4,1868 Kg m2/s2) Ricordandoci che c = m/s si ha che: m = E/c2 = 4,3 106 * 4,1868 Kg m2/s2 / (3 108 m/s)2 = Kg = g = 0, g Questa è la quantità di materia che in seguito alla combustione di 320 g di metano viene convertita in energia termica. È una quantità piccolissima, anche per una reazione che coinvolge grandi energie. Vale a dire che, in generale, i valori delle energie coinvolte in una reazione chimica sono piccoli. Quindi la materia convertita è poca Reazioni Chimiche: conservazione della materia

7 UNITA FONDAMENTALI NEL SISTEMA INTERNAZIONALE (SI) UNITA DI MISURA SIMBOLO metro m kilogrammo kg Tempo durata di periodi della radiazione corrispondente alla transizione tra i livelli iperfini dello stato fondamentale dell'atomo di cesio-133 secondo s Corrente elettrica quantità di corrente che scorre all'interno di due fili paralleli e rettilinei, di lunghezza infinita e sezione trascurabile, immersi nel vuoto ad una distanza di un metro, induce in loro una forza di attrazione o repulsione di N per ogni metro di lunghezza ampere A kelvin K candela Cd mole mol GRANDEZZA Lunghezza Massa Temperatura termodinamica Intensità luminosa Quantità di sostanza DEFINIZIONE tragitto percorso dalla luce nel vuoto in un tempo di 1/ di secondo massa del campione platino-iridio, conservato nel Museo Internazionale di Pesi e Misure di Sèvres (Parigi) valore corrispondente a 1/ della temperatura termodinamica del punto triplo dell'acqua intensità luminosa di una sorgente che emette una radiazione monocromatica con frequenza (12) Hz e intensità energetica di 1/683 W/sr. quantità di materia di una sostanza tale da contenere tante particelle elementari quante ne contengono kg di carbonio-12.

8 UNITA DERIVATE NEL SISTEMA INTERNAZIONALE (SI) GRANDEZZA DIMENSIONE UNITA SIMBOLO Velocità [LT-1] metro/secondo m/s Accelerazione [LT-2] metro/secondo quadrato m/s2 Forza [MLT-2] newton 1N=1kg/s2 Energia, Lavoro, Calore [ML2T-2] joule 1J=1Nm Potenza [ML2T-3] watt 1W=1J/s Pressione [ML-1T-2] pascal 1Pa=1N/m2 Volume [L3] metro cubo m3 Volume specifico [L3/M] metrocubo/kilogrammo m3/kg Densità (massa volumica) [ML-3] kilogrammo/metro cubo kg/m3 Entalpia [L2T-2] joule/kilogrammo J/kg Entropia [L2T-2θ-1] joule/(kilogrammo kelvin) J/kgK Portata volumetrica [L3T-1] metri cubi/secondo m3/s Portata massica [MT-1] kilogrammi/secondo kg/s Conduttività termica [MLT-3θ-1] watt/(metro kelvin) W/mK Conduttanza superficiale [MT-3θ-1] watt/(metro quadro kelvin) W/m2K

9 MULTIPLI E SOTTOMULTIPLI MULTIPLI Prefisso Simbolo SOTTOMULTIPLI Fattore Prefisso Simbolo Fattore deca da 101 deci d 10-1 etto h 102 centi c 10-2 kilo k 103 milli m 10-3 mega M 106 micro μ 10-6 giga G 109 nano n 10-9 tera T 1012 pico p peta P 1015 femto f exa E 1018 atto a zetta Z 1021 zepto z yotta Y 1024 yocto y 10-24

10 STATI DI AGGREGAZIONE. SOLIDI, LIQUIDI, GAS. GASSOSO: non ha né forma né volume propri LIQUIDO: non ha forma propria, ma volume proprio SOLIDO: ha forma e volume propri. E rigido.

11 STATI DI AGGREGAZIONE. SOLIDI, LIQUIDI, GAS. IODIO BROMO CLORO

12 STATI DI AGGREGAZIONE. Lo stato di aggregazione di una sostanza dipende dalle condizioni fisiche in cui essa è posta SOLIDO LIQUIDO GASSOSO

13 LE SOSTANZE La materia è costituita da SOSTANZE PURE e MISCUGLI. Una sostanza pura è un sistema a composizione definita e costante anche se sottoposto a moderate sollecitazioni esterne. Una sostanza pura può essere una sostanza elementare o una sostanza composta. Sostanza elementare: non può essere scomposta da alcun processo chimico in sostanze più semplici. Le unità di base sono atomi della stessa specie (Es. ferro, elio) cui si fa riferimento, per definirne la specie, come elementi. Sostanza composta. Nella unità di base entrano due o più elementi in combinazione chimica. L unità base è (quasi sempre*) la molecola che contiene atomi degli elementi in un rapporto ben definito. *Alcune sostanze sono organizzate in modo diverso e basate su reticoli cristallini. Milioni e milioni di sostanze (pure) sono note. Pochissime di queste (un centinaio) sono SOSTANZE ELEMENTARI!

14 FASI Una sostanza pura può presentarsi come un sistema omogeneo (monofasico, una sola sola fase, esempio acqua liquida) ovvero come sistema eterogeneo o polifasico (esempio acqua liquida e acqua solida). La natura chimica della sostanza acqua non muta Fase è una parte di un sistema, di composizione chimica determinata, con proprietà fisiche uniformi, separata da altre parti del sistema da superfici limite fisicamente definite

15 MISCUGLI MISCUGLI o MISCELE: sono porzioni di materia comprendenti più sostanze MISCUGLI OMOGENEI (soluzioni): presentano proprietà uniformi in ogni regione. Possono esistere nei tre stati di aggregazione (aria, acqua marina, ottone) Miscuglio Omogeneo: soluzione salina MISCUGLI ETEROGENEI: presentano parti distinte fisicamente distinguibili (roccia, sospensione di acqua e sabbia, ferro e zolfo)

16 MISCUGLI Un miscuglio (miscela) eterogeneo preparato da due sostanze pure

17 Figura 1-7 Schema di classificazione della materia. SOSTANZE COMPOSTE SOSTANZE ELEMENTARI

18 SUDDIVISIONE DELLA MATERIA o sostanza elementare Elemento Rame Oro Ferro Composto Benzene Alcool Acqua Sostanza Materia Miscuglio omogeneo Miscuglio Miscuglio eterogeneo Aria, Acqua di mare Vino Carta Pietre Terra

19 ATOMI Gli atomi sono le unità costituenti le sostanze, i mattoni fondamentali della materia. Per ogni ELEMENTO esiste un ATOMO distinto. 90 elementi sono di origine naturale e 19 artificiali, per un totale di 109 elementi e dunque 109 tipi di atomi diversi Ogni atomo è indicato con un SIMBOLO Un atomo è la più piccola parte di un elemento che ne conserva le proprietà chimiche e fisiche. Diversamente da quanto si riteneva nel passato, l atomo non è indivisibile e non è un oggetto omogeneo ma, secondo il modello nucleare è composto da particelle subatomiche caratterizzate da MASSA e CARICA ELETTRICA. La massa è in gran parte concetrata nel NUCLEO dove risiede anche la carica POSITIVA. Il nucleo è il nocciolo centrale dell atomo che si presume sferico. Raggio nucleare = 10-5 Raggio atomico Volume nucleare = Volume atomico.

20 ATOMI La superficie di un pezzo di Nichel vista da un microscopio a scansione ad effetto tunnel (STM).

21 PARTICELLE ELEMENTARI NEGLI ATOMI Nel nucleo si trovano i PROTONI e i NEUTRONI Il volume extranucleare è occupato dagli ELETTRONI

22 PARTICELLE ELEMENTARI Proprietà fisiche (massa e carica) delle particelle subatomiche fondamentali. Massa (Kg) Carica (C) Massa (u) Carica (e) PROTONE NEUTRONE ELETTRONE

23 NUMERO ATOMICO, NUMERO DI MASSA, ISOTOPI Il numero di protoni di un atomo si dice NUMERO ATOMICO e si indica con Z. La somma del numero di protoni e del numero di neutroni (particelle pesanti del nucleo) si dice NUMERO di MASSA e si indica con A Un dato atomo (gli atomi di un certo elemento) sono caratterizzati compiutamente da Z e A. Tuttavia esiste una notazione simbolica per ogni elemento: il SIMBOLO. In modo esteso si scrive: Numero di massa = Numero di protoni + Numero di neutroni Numero atomico = Numero di protoni A Z X ±n Carica (+ catione) ( anione) Simbolo Chimico

24 NUMERO ATOMICO, NUMERO DI MASSA, ISOTOPI Un elemento è un tipo di sostanza i cui atomi hanno tutti lo stesso numero atomico Z. Tra gli atomi di un certo elemento vi possono essere casi di numero di massa A variabile. Ciò è possibile a causa di un diverso numero di NEUTRONI. Atomi dello stesso elemento (stesso Z) e diverso A sono tra loro ISOTOPI.

25 ISOTOPI DEUTERIO PROZIO 1 1 H 2 1 H TRIZIO 3 1 H

26 ISOTOPI Idrogeno: p n e Z A Abbondanza Naturale % H 2 H (D) % 3 H (T) Artificiale p n e Z A Abbondanza Naturale Ossigeno: 16 O % 17 O % 18 O %

27 LA MASSA DEGLI ATOMI. Come unità di misura si sceglie per convenzione la dodicesima parte della massa del carbonio-12 e si chiama questa unità di misura: u = unità di massa atomica (u.m.a.) = dalton 1u = Kg

28 MASSA ATOMICA E SUA UNITA DI MISURA. La MASSA ATOMICA (o peso atomico) di un elemento si esprime in unità di massa atomica (u) 1 u = Kg La massa atomica tabulata è la media pesata delle masse dei vari isotopi (pesata sulla ABBONDANZA NATURALE) H 1 H = % u 2 H (D) = 0.015% u massa di H H = x x u = u Le masse degli atomi conosciuti vanno da circa 1 u (H) a 250 u. Per convenzione, l unità di massa atomica 1u è pari a 1/12 della massa atomica di 12C cioè dell isotopo carbonio con A=12.

29 ESERCIZIO Stabilire la massa atomica del litio sapendo che è costituito da due isotopi, il litio-6 (abbondanza naturale 7,42 %, massa 6,0151 uma) e il litio-7 (abbondanza naturale 92,58 %, massa 7,0160 uma). Ipotizziamo di prendere una quantità definita di atomi; poiché abbiamo a che fare con abbondanze relative espresse in percentuali (x 100) allora prendiamo un campione di 100 atomi, di questi 7,42 atomi hanno massa 6,0151 uma, mentre 92,58 atomi hanno massa 7,0160 uma. La massa totale dei due gruppi di atomi sarà complessivamente uguale a: Massa totale di 100 atomi di litio = (7,42 atomi 6,0151 uma + 92,58 atomi 7,0160 uma) = 44,632 uma + 649,541 uma = 694,173 uma Il valore riportato rappresenta la massa di 100 atomi, dividendo per 100 si ottiene la massa di un singolo atomo di litio ovvero la massa atomica: Massa atomica del litio = 694,173 uma : 100 = 6,9417 uma

30 ESERCIZIO Lo stronzio possiede quattro isotopi con le seguenti masse: 83,9134 uma (0,56%), 85,9094 uma (9,86%), 86,9089 uma (7,00%) e 87,9056 uma (82,58%). Calcolare la massa atomica dello stronzio. Massa totale di 100 atomi di stronzio = (0,56 atomi 83,9134 uma + 9,86 atomi 85,9094 uma + 7,00 atomi 86,9089 uma + 82,58 atomi 87,9056 uma) = 46,992 uma + 847,067 uma + 608,36 uma ,52 uma = 8761,939 uma. Massa atomica dello stronzio = 8761,939 uma : 100 = 87,62 uma

31 ESERCIZIO Il gallio (Ga) è presente in natura sotto forma di 69Ga con massa di 68,926 uma e 71Ga con massa di 70,925 uma. Calcolare l abbondanza di ciascuno dei due isotopi sapendo la massa atomica media del Ga è 69,723 uma. Presi 100 atomi di gallio, indicando con x gli atomi di 69Ga con massa di 68,926 uma, avremo (100 x) atomi di 71Ga con massa di 70,925 uma. Sapendo che la massa atomica media di un atomo di gallio è uguale a 69,723 uma, la massa complessiva di 100 atomi di gallio sarà: Massa di 100 atomi di gallio = 69,723 uma 100 atomi = 6972,3 uma Dovrà perciò valere la relazione: x atomi 68,926 uma + (100 x) atomi 70,925 uma = 6972,3 uma Risolvendo: x = atomi di 69Ga = 60, x = atomi di 71Ga = 39,9 Il 69Ga rappresenta perciò il 60,1%, mentre il 71Ga costituisce il 39.9%.

32 SPETTROMETRIA DI MASSA La determinazione del peso atomico mediante spettrometria di massa Lo spettrometro di massa è lo strumento più raffinato per determinare i pesi atomici e si deve all inglese Francis William Aston ( , Premio Nobel per la Chimica nel 1922). L elemento o il composto di cui si vuole determinare la massa atomica viene portato allo stato gassoso per riscaldamento controllato. Tale gas viene poi ionizzato positivamente attraverso l estrazione di elettroni per urto con un fascio di elettroni accelerati emessi da un filamento riscaldato (effetto termoionico). Gli ioni gassosi positivi così prodotti vengono accelerati dal campo elettrico generato da una differenza di potenziale V mantenuta tra due lamine. Gli ioni accelerati oltrepassano le fenditure esistenti nelle due lamine e attraversano un campo magnetico, il quale li devia secondo una traiettoria curva su un rivelatore.

33 L energia di una particella di massa m e di carica q accelerata da una tensione V è data da: La forza che il campo magnetico esercita sulla particella carica in movimento è data da: dove H è l intensità del campo magnetico. Tale forza è esattamente controbilanciata (essendo la traiettoria impressa circolare) dalla forza centrifuga della particella, m v2/r, dove r è il raggio di curvatura della traiettoria:

34 Tale relazione indica che è il rapporto carica/massa, e non la sola massa, che determina la deviazione delle singole specie ionizzate nello spettrometro. L equazione mostra, che sotto l applicazione permanente di un campo magnetico H, per ogni valore di V, il raggio di curvatura r della traiettoria corrisponde a un determinato valore di q/m. Al raggio di curvatura r si può arrivare misurando la posizione del fascio di ioni gassosi sulla lastra rivelatrice. Se si conosce il valore di q, essendo noti con precisione i valori di H e V, è facile risalire al valore della massa m dello ione e quindi anche alla massa degli atomi o delle molecole da cui lo ione derivato.

35 SPETTROMETRIA DI MASSA

36 MASSA ATOMICA E SUA UNITA DI MISURA. Come si pesa un Atomo? Che massa ha? particella simbolo protone p neutrone n elettrone e carica carica massa massa massa rel C g u g u C g u 1 1 u = 1/12 della massa atomica dell isotopo Per definizione l atomo C del carbonio (6p, 6n, 6e). C ha quindi una massa esatta di u 1 u = g = 1 dalton Atomi con diverso numero di particelle avranno quindi diversa massa.

37 DIFETTO DI MASSA Sembrerebbe possibile calcolare la massa di ogni semplicemente sommando la massa delle sue particelle. atomo Non è così! Il nucleo dell atomo è molto compatto e molto stabile, anche se vi è una repulsione elettrostatica forte fra i protoni che sono molto vicini. Per quale motivo, quindi, il nucleo è così compatto? Ci deve essere un interazione energetica molto forte!! Quando andiamo a misurare la massa di un atomo troviamo che è sempre inferiore a quella calcolata. La differenza fra la massa calcolata e quella misurata è detta Difetto di Massa, che corrisponde all energia liberata nel processo di formazione dell atomo a partire dalle particelle isolate. Perciò non si può calcolare la massa di un atomo, ma si deve invece utilizzare il valore sperimentale ricavato attraverso lo spettrometro di massa.

38 DIFETTO DI MASSA Atomo di He Come si vede, confrontando questo valore col valore reale del peso atomico dell elio, si nota una differenza di massa di 0, u. Questa perdita di massa, detta difetto di massa, conseguente alla formazione di un atomo dalle sue particelle elementari, è dovuta al fatto che per tenere aggregate tali particelle elementari (i protoni all interno del nucleo si respingono tra loro), bisogna che nel processo di formazione di un elemento venga spesa energia; secondo la relazione di Einstein ( E = m c2), tale energia ha un equivalente di massa. Nel nostro caso, si può calcolare che l energia dispersa per tenere assieme le particelle elementari di un solo atomo di elio è pari a:

39 quindi, per una mole di atomi di elio (ovvero 4,0 grammi di elio), l energia dispersa è pari a: Volendo quantificare tale energia, si pensi che per la sua produzione sarebbe necessario bruciare circa 55 tonnellate di gas liquido.

40 ATOMI E MOLECOLE Molecole biatomiche di sostanze elementari Molecole poliatomiche di sostanze elementari La massa di una molecola è la somma delle masse degli atomi presenti nella molecola e si esprime in u.

41 MOLECOLE H2O Acqua H2O2 Perossido di idrogeno CCl4 Tetracloruro di carbonio C2H6O Etanolo

42 MOLECOLE Le sostanze chimiche non elementari, formate da più atomi, si dicono sostanze composte. L unità fondamentale delle sostanze composte è la molecola. Cl2 P4 S8 Una molecola non è caratterizzata solo dalla sua stechiometria, ma anche dalla sua struttura. La Massa Molecolare (MM) si ottiene sommando le masse atomiche di tutti gli atomi presenti nella molecola: Es: MM(H2O) = 2 H + O = u u = u

43 ESERCIZIO Determinare il peso formula di ciascuno dei seguenti composti: a) Ca(C2H3O2)2 b) CH3CH2COOH c) (NH4)3PO4 a) Nella formula di Ca(C2H3O2)2 sono contenuti 1 atomo di calcio, 4 atomi di carbonio, 6 atomi di idrogeno e 4 atomi di ossigeno. Sapendo che: il peso atomico del calcio è 40,0784 uma il peso atomico del carbonio è 12,0111 uma il peso atomico dell idrogeno è 1,0079 uma il peso atomico dell ossigeno è 15,9994 uma Il peso formula di Ca(C2H3O2)2 è uguale a: Peso formula Ca(C2H3O2)2 = (1 40,0784 uma ,0111 uma + 6 1,0079 uma ,9994 uma) = 158,1678 uma

44 b) Nella formula di CH3CH2COOH sono contenuti 3 atomi di carbonio, 6 atomi di idrogeno e 2 atomi di ossigeno. Il peso formula di CH3CH2COOH è uguale a: Peso formula CH3CH2COOH = ( uma uma uma) = 74,0789 uma c) Nella formula di (NH4)3PO4 sono contenuti 3 atomi di azoto, 12 atomi di idrogeno, 1 atomo di fosforo e 4 atomi di ossigeno. il peso atomico dell azoto è uma il peso atomico del fosforo è uma Il peso formula di (NH4)3PO4 è uguale a: Peso formula (NH4)3PO4= ( uma uma uma) = 149,0870 uma

45 IONI E RETICOLI IONICI IONI: particelle dotate di carica elettrica a causa della presenza di un numero di protoni diverso dal numero di elettroni. Possono essere: positivi Na+, Fe2+, Al3+ Monoatomici K+, Cu2+, Al3+ negativi Cl-, O2-, N3poliatomici NO3-, SO42-, NH4+ Gli ioni si organizzano in reticoli cristallini contenenti ioni di segno opposto

46 MOLE La MOLE è l unità di misura della quantità di materia La MOLE corrisponde ad una quantità in grammi pari alla massa molecolare della sostanza. UNA MOLE (1 mol) di materia contiene unità chimiche elementari (atomi, molecole, ioni, elettroni ) è il numero di atomi contenuti in 12 grammi esatti di 12 C (l isotopo 12 dell elemento carbonio già scelto come sistema di riferimento- di massa atomica 12 u) NA= è il numero di Avogadro

47 MOLE La massa in grammi di 1 mol di materia di una qualsiasi sostanza (elementare o composta) è detta MASSA MOLARE ed è NUMERICAMENTE UGUALE alla massa atomica (sostanze elementari) o alla massa molecolare (sostanze composte) espressa in unità di massa atomica (u) u 1 atomo C x NA =12.00 g x NA = 1 mol di atomi di C

48 Amedeo AVOGADRO ( )

49 MOLE La massa atomica o molecolare è la massa di un atomo o di una molecola espressa in u. La massa molare è la massa di una mole di sostanza (anche per le sostanze elementari) e si misura in g/mol. Esempio. Per H2O si ha: massa molecolare = u massa molare = g/mol

50 MOLE C è una similitudine nella relazione che c è fra volume e densità. Così, se prendo una quantità di massa in grammi pari alla sua densità, avrò sempre lo stesso volume. Analogamente, se prendo una quantità di massa pari alla massa molecolare, avrò sempre lo stesso numero di molecole.

51 MOLE Conversioni : Dalla massa (in grammi) di una sostanza al numero di moli in essa contenuti: massa (g) = numero di moli (mol) massa molare (g/mol) Dal numero di moli di una certa sostanza alla sua massa numero di moli (mol) x massa molare (g/mol) = massa (g)

52 ESERCIZIO Dati 1,60 g di metano (CH4), trovare a) il numero di moli di CH4 b) il numero di molecole di CH4 c) il numero di atomi di idrogeno a) La molecola di metano contiene 1 atomo di carbonio e 4 atomi di idrogeno. Il peso molecolare del metano è perciò 16,0424; una mole di metano pesa quindi 16,0424 g e in 1.60 g vi saranno: 1.60 g : 16,0427 g = 0,100 moli b) In una mole di metano vi sono 6, atomi, pertanto, in 0,10 moli di metano vi saranno: 6, ,100 = 6, atomi c) Poiché in ogni molecola di metano vi sono 4 atomi di idrogeno, vi sono: 6, atomi 4 = 2, atomi di idrogeno

53 FORMULE CHIMICHE Le formule chimiche sono scritture simboliche che contengono tutta l informazione qualitativa (quali tipi di atomo) e quantitativa (quanti atomi) necessaria a descrivere la composizione atomica della sostanza. Visione molecolare CO2 Visione molare 1 molecola (44.01 u) contiene: 1 atomo C (12.01 u) 2 atomi O (2 x 16.00u = u) 1 mol di molecole (1molx44.01 g/mol=44.01g)cont. 1 mol di atomi C (1molx12.01 g/mol= 12.01g) 2mol di atomi O (2mol x g/mol = g)

54 REAZIONI CHIMICHE E CONSERVAZIONE DELLA MASSA. Legge di conservazione della massa (A. L. Lavoisier) CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 1 mol + 2 mol 1 mol + 2 mol 16g 44g + 36 g + 64 g 80g 80g

55 TIPI DI FORMULE CHIMICHE FORMULA MINIMA (O EMPIRICA). Esprime i rapporti tra gli elementi che formano un composto usando come indici i numeri più piccoli possibile. Esempio: CH3O FORMULA MOLECOLARE (O ELEMENTARE). Riporta i rapporti tra gli atomi effettivamente presenti nella molecola della sostanza composta.. Esempio: C2H6O2 FORMULA DI STRUTTURA. Esprime graficamente le posizioni relative e le connessioni tra gli atomi, evidenziando cioè i legami chimici Esempio: HH H-O-C-C-O-H Glicole etilenico HH

56 TIPI DI FORMULE CHIMICHE La visione spaziale, tridimensionale, delle molecole è un aspetto fondamentale per la comprensione delle proprietà delle sostanze. In passato questo aspetto veniva coperto da grafica particolare o da modelli solidi. La computer graphic oggi permette di visualizzare facilmente la struttura tridimensionale. Due approcci: Ball and stick e Space filling (riempimento dello spazio)

57 TIPI DI FORMULE CHIMICHE

58 ISOMERI Ad una stessa formula molecolare può corrispondere più di una sostanza. Due o più sostanze con la stessa formula molecolare ma diversa natura e proprietà hanno DIVERSA FORMULA DI STRUTTURA Esempio: C2H6O HH H-C-C-O-H Etanolo o Alcol etilico HH H H H-C-O-C-H Dimetil etere H H

59 ANALISI ELEMENTARE L analisi chimica qualitativa e quantitativa di ciascun elemento in un composto si dice ANALISI ELEMENTARE. L analisi elementare porta ad ottenere la composizione di un composto in termini di composizione percentuale di ogni elemento espressa in massa (o percento in peso) Esempio per un composto. Analisi elementare qualitativa: C, H, O. Analisi elementare quantitativa: C (26.7%), H (2.24%), O(71.1%) sono i pesi di ogni elemento contenuti in 100 grammi di composto L analisi elementare permette di determinare la FORMULA MINIMA ma non la FORMULA MOLECOLARE per la quale è richiesto conoscere la massa molecolare. Nell esempio la massa molecolare è u

60 H2C2O4 C-OOH C-OOH Acido ossalico

61 ESERCIZIO Determinare la composizione percentuale di N, H e O in NH4NO3. In una mole di nitrato di ammonio, NH4NO3, vi sono 2 moli di N, 4 moli di H e 3 moli di O. Convertendo le moli in masse, si ottiene (per una mole di nitrato di ammonio): (N) 2 mol g/mol = 28,02 g di azoto (H) 4 mol 1,008 g/mol = 4,032 g di idrogeno (O) 3 mol 16,00 g/mol = 48,00 g di ossigeno Massa molare NH4NO3 = 80,052 g Per ottenere le percentuali dei vari elementi occorre calcolare il rapporto (moltiplicato per 100 per tener conto della percentuale) tra le masse dei vari elementi e la massa molecolare: massa % N = (28,02 g : 80,052 g) 100 = 35,00% massa % H = (4,032 g : 80,052 g) 100 = 5,04% massa % O = (48,00 g : 80,052 g) 100 = 59,96%

62 ESERCIZIO Una molecola contenente solo azoto e ossigeno contiene azoto al 36,8%. a) Quanti grammi di azoto sono contenuti in 100 grammi di campione? b) Quanti grammi di ossigeno sono contenuti in 100 grammi di campione? c) Quante moli di azoto sono contenute in 100 grammi di campione? d) Quante moli di ossigeno sono contenute in 100 grammi di campione? e) Quale è il rapporto tra numero di moli di azoto e ossigeno? f) Quale è la formula empirica di questo composto? Questo problema ripercorre lo schema del procedimento per determinare la formula minima o empirica dalla composizione percentuale. a) Considerando 100 g di campione, l azoto che rappresenta il 36,8%, è presente con una quantità di 36,8 g. b) L ossigeno costituisce la restante parte, cioè il 63,2%, cioè 63,2 g. c) Per calcolare le moli di azoto basta dividere i grammi di azoto per la massa molare dell azoto: Moli di azoto in 100 grammi di campione = 36,8 g : 14,01 g/mol = 2,63 moli

63 d) Analogamente si procede per l ossigeno: Moli di ossigeno in 100 grammi di campione = 63,2 g : 16,00 g/mol = 3,95 moli e) Il rapporto tra il numero di moli di azoto e di ossigeno presenti è: Moli N / Moli O = 2,63 mol : 3,95 mol = f) il rapporto tra azoto e ossigeno di 0,666 ci indica che le moli di azoto i 2/3 rispetto all ossigeno. Quindi la sostanza cercata avrà formula minima N2O3.