Corso di Chimica e Stechiometria per il corso di laurea in SCIENZE AMBIENTALI

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1 Corso di Chimica e Stechiometria per il corso di laurea in SCIENZE AMBIENTALI Dott.ssa DANIELA DE VITA Orario ricevimento (previo appuntamento):lunedì Orario LEZIONI: lunedì martedì

2 Informazioni sul corso Lezioni frontali e laboratorio: frequenza facoltativa ma fortemente consigliata Durata 08 ottobre gennaio 2013 Esami (date orientative): 5 febbraio 2013 (scritto) ed esame orale da definirsi (min 18/30) (da calendario: 21 gen-1 marzo) Testo consigliato: Kotz & Treichel, Chimica, Edises Altre info utili sul sito della facoltà

3 massa: kilogrammo, Kg grammo, g milligrammo, mg Misure e unità di misura (più frequenti) temperatura: Kelvin, K gradi Celsius (g. centigradi), C volume: Litro, L millilitro, ml centimetro cubo, cc

4 Equivalenze utili MASSA 1 chilogrammo (Kg) = 1000 grammi (g) 1 grammo (g) = 1000 milligrammi (mg) VOLUME 1 litro (L) = 1000 millilitri 1 centimetro cubo (cc) = 1 millilitro (ml)

5 Come convertire le unità di misura Esempio Convertire 3 g in Kg. Visto che 1 Kg corrisponde a 1000 grammi, posso impostare la proporzione 1Kg : 1000 g = x Kg : 3 g da cui x= (3 g* 1Kg) / 1000 g= 0,003 Kg Oppure, più velocemente 3 / 1000= 0,003

6 Come convertire le unità di misura Esempio: convertire 2,5 kg in g. 1Kg : 1000 g = 2,5 Kg : x g Da cui x= (2,5 Kg*1000g)/1Kg= 2500 g Oppure, più velocemente 2,5*1000= 2500

7 Scala dei grammi Divedere per 10 per ogni posizione mg cg dg g dag hg Kg Moltiplicare per 10 per ogni posizione PREFISSI m= milli da= deca c= centi h= etto d= deci K= chilo

8 Scala dei litri Divedere per 10 per ogni posizione ml cl dl L Moltiplicare per 10 per ogni posizione PREFISSI m= milli c= centi d= deci

9 La struttura dell atomo

10 La struttura dell atomo: le particelle subatomiche NB = massa protone/massa elettrone= 1836

11 RAPPRESENTAZIONE degli ATOMI X = simbolo dell atomo A Z X Z = Numero atomico (numero Protoni= numero Elettroni) A= Numero di massa (Protoni+ Neutroni) Isotopi: atomi che hanno lo stesso numero atomico Z ma diverso numero di massa A ELEMENTO: Un elemento chimico è una sostanza semplice composta da atomi con uguale numero di elettroni

12 Gli isotopi: un esempio L elemento NEON

13 L unità di massa atomica (u.m.a. o u o dalton) E necessario determinare un'unità di massa atomica poiché le unità di misura della massa che usiamo nel mondo macroscopico, anche le più piccole come i milligrammi, sono esagerate rispetto alle piccolissime masse degli atomi e non possono rappresentare un'unità di misura appropriata. Aiuta ad esprimere il peso degli atomi usando valori maneggevoli

14 L unità di massa atomica (u.m.a. o u o dalton) Circa 1 u.m.a. L'unità di massa atomica corrisponde alla dodicesima parte della massa dell'isotopo 12 del carbonio. Questa quantità corrisponde a 1,66 x Kg 1 u.m.a. = 1,66 x Kg

15 RIASSUMENDO L atomo e la parte piu piccola della materia. Un atomo e composto da un nucleo formato da - protoni con massa 1 carica positiva +1 - neutroni con massa 1 carica 0 - elettroni con carica negativa negativa 1 e massa 1/2000. Un atomo di un elemento e diverso da un altro per numero di protoni (uguali al numero di elettroni).

16 E possibile calcolare matematicamente la massa esatta di un singolo atomo? ESEMPIO: calcolare la massa di un atomo di 19 F il cui Z è 9- sapendo che le masse esatte di protone, neutrone ed elettrone sono rispettivamente 1,00728 u, 1,00867u e 0,000549u. 9 elettroni 9*0, protoni 9* 1, neutroni 10*1,00867 La massa reale è però 18, , 1572 DIFETTO DI MASSA: differenza tra massa calcolata e massa reale; questa parte di materia persa è convertita in energia e rilasciata nell ambiente esterno al momento della formazione dell atomo. E=mc 2

17 CALCOLO del PESO DI UN ELEMENTO La maggior parte degli elementi possiede diversi isotopi presenti secondo determinate percentuali di abbondanza: il valore tabulato della massa atomica (PESO ATOMICO) viene calcolato facendo la media pesata delle masse dei suoi isotopi secondo le rispettive abbondanze naturali.

18 Esempio: calcolare il peso atomico del cloro se il 75,77 % degli atomi ha una massa di 34,94 u e il 24,23% ha una massa di 36,97u 34,94 * 75, ,97 * 24, = 35,45 u

19 Il concetto di mole Un atomo di 12 C pesa 12 u.m.a. Nonostante l introduzione dell u.m.a. resta il problema di pesare quantità apprezzabili con le classiche bilance 12* 1,660541*10-27 Kg 1 u.m.a. Un atomo di 12 C pesa 1,99265 * Kg ma come pesarlo con una normale bilancia?

20 Il concetto di mole Il numero di atomi di carbonio contenuti esattamente in 12g di 12 C è detto NUMERO DI AVOGADRO N N= g= 0,012 Kg 0,012 1,99265 * = N 12 u.m.a non si possono pesare, 12 g si!!!!!

21 Il concetto di mole Una MOLE è la quantità di sostanza che contiene un numero di avogadro di particelle Il peso di una mole (peso molare o massa molare) di una sostanza (es. C) è sempre numericamente uguale al suo peso atomico espresso in grammi g/mole

22 Il concetto di mole Tra la massa espressa in grammi (g), il numero di moli (n) e il peso molare (peso di una mole) di una sostanza (es.c) esiste la relazione n= g/ pa

23 Esempi numerici a) Quanti grammi di oro sono contenuti in 0,026 moli di metallo puro? (PA=196,967g/mol) g= n * PA= 0,026 mol * 196,967 g/mol= 5,12 g

24 Esempi numerici b) Quanti atomi di rame sono presenti in 50,00 g di metallo? (PA= 63,546 g/mol) 1) calcolo le moli di Cu che corrispondono a 50,00 g di Cu moli Cu= 50,00/63,546= 0,787 mol 2) converto le moli in numero di atomi 1 mol: 6,02*10 23 = 0,787 mol : X Da cui x= 0,787 * 6,02*10 23 = 4,738 * atomi

25 MOLECOLE MOLECOLA: agglomerato definito e strutturato di atomi che può esistere in modo indipendente; è caratterizzata da specifiche proprietà chimiche dovute agli atomi presenti nel loro insieme. MOLECOLE SEMPLICI: formate da due o più atomi uguali ( O 2, Cl 2, ecc.) MOLECOLE COMPOSTE: formate da atomi di più elementi diversi ( H 2 O, NaCl, ecc.)

26 I composti Sono sostanze pure che possono essere decomposte in due o più sostanze pure differenti FORMULE MOLECOLARI: insieme di simboli di elementi con un indice sottoscritto a destra che indica il numero di atomi presenti nell entità in questione P. Block et al, Iorganic Chemistry Nomenclature, p

27 FORMULE CHIMICHE: f. molecolari e f.minime FORMULA MINIMA (detta anche empirica): esprime i rapporti di atomi dei diversi elementi presenti nella molecola di una certa sostanza; questi rapporti sono espressi da numeri più piccoli possibili FORMULA MOLECOLARE: esprime il numero di atomi dei diversi elementi REALMENTE presenti nella molecola

28 Esempio: glucosio FORMULA MOLECOLARE C 6 H 12 O 6 FORMULA MINIMA CH 2 O Una formula chimica esprime sul piano qualitativo gli elementi presenti e la proporzione relativa con cui i diversi atomi sono combinati. Partendo dalla formula chimica, è possibile ricavare le percentuali in peso di ciascun componente (cioè i grammi di ogni elemento in 100 g di sostanza)

29 CALCOLO DELLA COMPOSIZIONE PERCENTUALE in peso Esempio: NH 3 (ragionare su una mole di NH 3 ) PA(H)= 1, 008 u.m.a. PA(N)= 14,010 u.m.a %p/p di N= massa di azoto in una mole di NH 3 * 100 = 14,010 = 82,27 % massa di una mole di NH 3 17,030 %p/p di H = massa di 3 H in una mole di NH 3 = % massa di una mole di NH 3

30 DETERMINAZIONE DELLE FORMULE DEI COMPOSTI..conoscendo la composizione percentuale Esempio: vanillina (PM= 152 g/mol) C= 63,15% H= 5,30% O= 31,55% Si calcola il numero di moli di C, H e O in 100 g di vanillina n (carbonio) = 63,15/12,011= 5,258 mol di C n (idrogeno) = 5,30/1,008= 5,26 mol H n (ossigeno) = 31,55/ 15,999= 1,972 mol O

31 DETERMINAZIONE DELLE FORMULE DEI COMPOSTI C 5,258 H 5,260 O 1,972????? Nelle formule chimiche sono presenti numeri piccoli e interi..possiamo riferirci all ATOMO CON IL NUMERO DI MOLI Più PICCOLO 5,258/ 1,972= 2,66 5,260/ 1,972=2,66 1,972/ 1,972=1 C H O 2,66 *2= 5,32 NO 2,66 *3= 7,98 OK C 8 H 8 O 3 PM= 152,2 Quindi la formula minima coincide con la formula molecolare

32 Un altro esempio determinare la formula minima 32,394% Na 22,535% S 45, 07% O Per 100 g di composto n Na= 32, 394 / 22,990 = 1, 4090 n S= 22,535/ 32,060= 0,7029 n O= 45,07/ 15,999= 2,8170 Na 1,4090 S 0,7029 O 2,8170 1,4070/0,7029=2,002 2 Na 2 SO 4 2,8170/0,7029=4,008 4

33 Un altro esempio C 40,00 % H 6,72 % O53,28 % PM= 180,156 g/mol C 40/ 12,011=3,33 H 6,72/ 1,008= 6,67 O 53,28/ 15,999= 3,33 6,67/3,33=2,003 C H 2 O PM min = 12,011+ 2*(1,008)+ 15,999=30,026 PM / PM min= 180,156/ 30, 026= 6 Moltiplicando la formula minima per 6 C 6 H 12 O 6

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