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

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Dario Amato
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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 danidvd@hotmail.it daniela.devita@uniroma1.it Orario LEZIONI: lunedì martedì

ssa DANIELA DE VITA Orario ricevimento (previo appuntamento):lunedì

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

febbraio 2013 (scritto) ed esame orale da definirsi (min 18/30) (da calendario: 21 gen-1

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

impostare la proporzione 1Kg : 1000 g = x Kg : 3 g da cui x=

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

atomi che hanno lo stesso numero atomico Z ma diverso numero di massa A ELEMENTO:

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

unità di misura della massa che usiamo nel mondo macroscopico, anche le più piccole come i

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).

+1 - neutroni con massa 1 carica 0 - elettroni con carica negativa negativa 1 e

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

rispettivamente 1,00728 u, 1,00867u e 0,000549u.

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.

valore tabulato della massa atomica (PESO ATOMICO) viene calcolato facendo la

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?

classiche bilance 12* 1,660541*10-27 Kg 1 u.m.a. Un atomo di 12 C

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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