Nobel Prize in Chemistry 2013

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1 Nobel Prize in Chemistry 2013 Martin Karplus of Harvard, Michael Levitt of Stanford and Arieh Warshel of the University of Southern California Chemists used to create models of molecules using plastic balls and sticks. Today, the modelling is carried out in computers, the Royal Swedish Academy said in its announcement. The three scientists laid the foundation for the powerful programs that are used to understand and predict chemical processes. Computer models mirroring real life have become crucial for most advances made in chemistry today.

2 Martin Karplus, U.S. and Austrian citizen. Born 1930 in Vienna, Austria. Ph.D from California Institute of Technology, CA, USA. Professeur Conventionné, Université de Strasbourg, France and Theodore William Richards Professor of Chemistry, Emeritus, Harvard University, Cambridge, MA, USA. Michael Levitt, U.S., British and Israeli citizen. Born 1947 in Pretoria, South Africa. Ph.D from University of Cambridge, UK. Robert W. and Vivian K. Cahill Professor in Cancer Research, Stanford University School of Medicine, Stanford, CA, USA. Arieh Warshel, U.S. and Israeli citizen. Born 1940 in Kibbutz Sde-Nahum, Israel. Ph.D from Weizmann Institute of Science, Rehovot, Israel. Distinguished Professor, University of Southern California, Los Angeles, CA, USA.

3 Carica e massa di particelle atomiche Protone Elettrone Neutrone Carica (Coulomb) + 1, , Carica relativa a 1, Massa (Kg) 1, , , Massa relativa a 1, ,008 0, ,009

4 MASSE ATOMICHE La moderna scala di masse atomiche è basata sul più comune isotopo del carbonio 12 C. A questo isotopo è stata assegnata una massa di 12 uma. 1 uma = 1/12 massa di un atomo di C 1 uma massa di un atomo di H Nella tavola periodica le masse atomiche sono riportate direttamente sotto il simbolo dell elemento

5 MASSE ATOMICHE E ABBONDANZA ISOTOPICA Le masse relative dei singoli atomi possono essere determinate usando uno spettrometro di massa. L ampiezza della riflessione è inversamente proporzionale alla massa dello ione.

6 La maggior parte degli elementi si trova in natura come miscela di due o più isotopi. È importante conoscere non solo le masse dei singoli isotopi, ma anche le loro percentuali in natura (abbondanze isotopiche). La massa atomica relativa tiene conto dell abbondanza naturale dei vari isotopi: massa atomica Cl = 34,97 uma x 75,53/ ,97 uma x 24,47/100 = 35,46 uma

7 Massa ed abbondanza naturale degli isotopi dell H e del C Isotopo Massa (uma) Abbondanza naturale (%) Massa atomica relativa 1 1 H 2 1 H 1, ,985 2, , uma 12 6C 13 6C 12, ,892 13, , uma

8 NUMERO DI AVOGADRO He H uma uma He 100 atomi di 100 atomi di H uma uma n atomi di He in 400,3 uma = n atomi di H in 100,8 uma

9 Un campione di He che pesa 4g contiene lo stesso numero di atomi di un campione di H che pesa 1g: n atomi di He in g = n atomi di H in g Se invece di 100 atomi prendiamo N A atomi troviamo che la massa in grammi di N A atomi di un elemento è proprio uguale alla massa atomica in uma N A (Numero di Avogadro) = x 10 23

10 Il numero di Avogadro rappresenta il numero di atomi in un campione di un elemento con una massa in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica espressa in uma in g di H x massa atomica = 1,008 uma atomi in g di He x massa atomica = uma atomi in g di S x massa atomica = uma

11 LA MOLE Così come 12 atomi di un elemento costituiscono una dozzina, x atomi di un elemento costituiscono una mole di quell elemento: 1 mole di atomi di H = x atomi di H 1 mole di molecole di H 2 = x molecole di H 2 1 mole di molecole di H 2 O = x molecole di H 2 O 1 mole di elettroni = x elettroni

12 La massa molare, espressa in grammi per mole, è numericamente uguale alla somma delle masse, in uma, degli atomi nella formula. Formula Somma delle masse atomiche Massa molare O uma g/mol O 2 2(16 uma) = 32 uma g/mol H 2 O 2(1.008 uma) uma = uma NaCl uma uma = uma g/mol g/mol

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16 Conversione mole-grammi La massa in grammi, m, è uguale al peso molecolare, P.M. (in g/mol), moltiplicato n, il numero di moli: m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol) e n(mol) = m(g) P.M. (g/mol) P.M. (g/mol) = m (g) n (mol)

17 Esercizio Calcolare il numero di moli contenute in 13 g di caffeina, C 4 H 5 N 2 O. Il peso molecolare della caffeina è: P.M. =(4 x )+(5 x 1.008)+(2 x ) = g/mol n(mol) = m(g) P.M. (g/mol) = 13 g g/mol = 0.13 mol

18 Esercizio Calcolare la massa in grammi di 1.53 moli di CF 2 Cl 2, un clorofluorocarburo. Il peso molecolare di CF 2 Cl 2 è: P.M. =(12.011)+(2 x )+(2 x )= g/mol m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol) 1.53 mol x g/mol = g

19 Composizione percentuale dalla formula La composizione percentuale di un composto è data dalla percentuale in massa degli elementi presenti. Es.: in un campione di 100 g di acqua ci sono g di H e g di O, le percentuali in massa dei due elementi sono: g 100 g x 100 = % H Composizione percentuale dell acqua g 100 g x 100 = % O

20 Esercizio Quali sono le percentuali in massa di calcio e cloro in CaCl 2? Una molecola di CaCl 2 contiene 1 atomo di Ca 2 atomi di Cl Una mole di CaCl 2 contiene 1 mole di Ca 2 mole di Cl massa di una mole di Ca = 1 mol x(40.08 g/mol) = g massa di due moli di Cl = 2 mol x (35.45 g/mol) = g massa molare di CaCl g

21 % Ca = g g X 100 = % % Cl = g g X 100 = %

22 La formula minima dalle analisi chimiche La formula minima indica il rapporto minimo di numeri interi degli atomi presenti. Es.: benzene C 6 H 6 formula molecolare CH formula minima Per trovare la formula minima: dati di massa moli rapporto tra le moli Formula minima = rapporto tra gli atomi

23 Esercizio Determinare la formula minima del sodio tiosolfato che ha la composizione: % O % Na % S In 100 g : g O g Na g S g n O = = 1.90 mol g/mol

24 29.08 g n Na = = 1.26 mol g/mol g n S = = 1.26 mol g/mol Na 1.26 S 1.26 O 1.90 Rapporto tra le moli = rapporto tra gli atomi

25 Dividiamo per il numero più piccolo: 1.90 mol O = mol Na 1.26 mol S = mol Na NaSO 1.5 Na 2 S 2 O 3

26 Esercizio Determinare la formula minima e la formula molecolare di un composto che ha la composizione: % C 7.41 % H % N e peso molecolare uguale a 324 g/mol. In 100 g : g C 7.41 g H g N g n C = = 5.55 mol g/mol

27 7.41 g n H = = 7.35 mol g/mol g n N = = 1.85 mol g/mol C 5.56 H 7.35 N 1.85 Rapporto tra le moli = rapporto tra gli atomi

28 Dividiamo per il numero più piccolo: 5.56 mol C = mol N 7.35 mol H = mol N C 3 H 4 N Formula minima Il peso della formula minima è 54 g/mol; per determinare quante volte 54 entra nel peso molecolare: 324/54 = 6 C 18 H 24 N 6 Formula molecolare

29 Reazioni Chimiche

30 Reazioni Chimiche Le reazioni chimiche sono rappresentate da equazioni chimiche, che identificano i reagenti ed i prodotti: aa + bb reagenti cc + dd prodotti In un equazione chimica bilanciata lo stesso numero di atomi di un dato elemento compare in entrambi i lati deve essere rispettata la legge di conservazione della massa.

31 1. Una reazione chimica è sempre una rappresentazione di qualcosa che avviene realmente. Quando i due elementi antimonio e iodio vengono riscaldati insieme si produce lo ioduro di antimonio (III): 2. Deve essere rispettata 2 Sb(s) + 3 I 2 (s) 2 SbI 3 (s) la legge di conservazione della massa. 3. Deve essere rispettata la legge di conservazione della carica, per le reazioni scritte in forma ionica.

32 Come bilanciare una reazione chimica 1. Scrivere la reazione in modo che i reagenti compaiano a sinistra e i prodotti a destra; 2. Cominciare a bilanciare gli elementi che compaiono in un unica specie su ogni lato dell equazione; 3. Bilanciate l ossigeno e l idrogeno, aggiungendo H 2 O se occorre; 4. Si preferisce l equazione bilanciata con i coefficienti stechiometrici rappresentati da numeri interi piccoli. Ricordate che le reazioni si bilanciano modificando i coefficienti davanti alle formule (coefficienti stechiometrici), mai cambiando i pedici delle formule!

33 Esercizio Bilanciamo la seguente equazione di reazione: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + H 2 O(g) 1. Cominciamo con il carbonio: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + H 2 O(g) 2. Anche l azoto è bilanciato: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + H 2 O(g)

34 3. Bilanciamo l ossigeno: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + 2H 2 O(g) 4. Bilanciamo l idrogeno: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + 3H 2 O(g) 5. L ossigeno non è più bilanciato! CH 4 (g) + NH 3 (g) + 3/2O 2 (g) HCN(g) + 3H 2 O(g) 6. Preferiamo numeri piccoli e interi 2CH 4 (g) + 2NH 3 (g) + 3O 2 (g) 2HCN(g) + 6H 2 O(g)

35 Esercizi Bilanciamo le seguenti equazioni di reazione: N 2 H 4 (l) + N 2 O 4 (l) N 2 (g) + H 2 O(g) 2N 2 H 4 (l) + N 2 O 4 (l) 3N 2 (g) + 4H 2 O(g) Fe 3+ + NH 3 + H 2 O NH 4+ + Fe(OH) 3 Bilanciamo subito le cariche: Fe 3+ + NH 3 + H 2 O 3NH 4+ + Fe(OH) 3 Fe NH 3 + 3H 2 O 3NH 4+ + Fe(OH) 3

36 Le relazioni di massa delle equazioni di reazione Una reazione bilanciata permette di correlare tra loro le masse dei reagenti e dei prodotti: Es.: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) 1 molecola di N 2 reagisce con 3 molecole di H 2 per dare 2 molecole di NH 3 1 mole di N 2 reagisce con 3 moli di H 2 per dare 2 moli di NH 3

37 1 mole di N 2 pesa g/mol x 2 atomi x 1 mole = g 3 moli di H 2 pesano 2atomi(1.008g/mol x 3mol)=6.05 g 2 moli di NH 3 pesano 2molec[14.01g/mol+(1.008g/mol x3atomi) =34.07 g N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Troviamo quindi che: g di N 2 reagiscono con 6.05 g di H 2 per dare g di NH 3

38 Esercizio Il diborano, B 2 H 6, può essere preparato con la seguente reazione da bilanciare: NaBH 4 (s) + BF 3 (g) B 2 H 6 (g) + NaBF 4 (s) 1. Bilanciamo la reazione: 3 NaBH 4 (s) + 4 BF 3 (g) 2 B 2 H 6 (g) + 3 NaBF 4 (s) 2. Quante moli di NaBH 4 reagiscono con moli di BF 3? n NaBH4 n BF3 = 3 4 n NaBH4 = n BF3 4 x 3 = mol

39 3 NaBH 4 (s) + 4 BF 3 (g) 2 B 2 H 6 (g) + 3 NaBF 4 (s) 3. Quante moli di B 2 H 6 si ottengono insieme a moli di NaBF 4? n B2H6 n = 2 NaBF4 3 n B2H6 = n NaBF4 3 x 2 = mol 4. Se sono state ottenute moli di B 2 H 6 quante moli di NaBF 4 sono state prodotte? n B2H6 n NaBF4 = 2 3 n NaBF4 = n B2H6 2 x 3 = mol

40 3 NaBH 4 (s) + 4 BF 3 (g) 2 B 2 H 6 (g) + 3 NaBF 4 (s) 5. Quante moli di BF 3 sono necessarie per produrre moli di NaBF 4? n BF3 n NaBF4 = 4 3 n BF3 = n NaBF4 3 x 4 = mol

41 Esercizio Calcolare la quantità di acido nitrico che reagisce con 250 g di ossido ferrico e la quantità di nitrato ferrico che si forma. Fe 2 O HNO 3 2 Fe(NO 3 ) H 2 O 250 g di ossido ferrico corrispondono a: n Fe2O3 = 250g g/mol = mol P.M. (Fe 2 O 3 ) = g/mol ; P.M. (HNO 3 ) = g/mol ; P.M. (Fe(NO 3 ) 3 = g/mol

42 Il numero di moli di HNO 3 che reagisce con moli di Fe 2 O 3 è: x 6 = 9.39 mol 9.39 mol x g/mol = 592 g di HNO 3 e le moli di Fe(NO 3 ) 3 che si formano sono : x 2 = 3.13 mol 3.13 mol x g/mol = 757 g di Fe(NO 3 ) 3 P.M. (Fe 2 O 3 ) = g/mol ; P.M. (HNO 3 ) = g/mol ; P.M. (Fe(NO 3 ) 3 = g/mol

43 Esercizio Il propano, C 3 H 8, viene spesso usato come combustibile. Se 454 g di propano vengono bruciati all aria, quanto ossigeno è necessario per la combustione? E quanta acqua si forma? C 3 H 8 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O (g) Bilanciamo la reazione: C 3 H O 2 3 CO H 2 O Calcoliamo il numero di moli di propano: n C3H8 = 454g g/mol = 10.3 mol

44 C 3 H O 2 3 CO H 2 O n O2 n C3H8 = 5 1 n O2 = n C3H8 x 5 = 51.5 mol n H2O n C3H8 = 4 1 n H2O = n C3H8 x 4 = 41.2 mol g O2 = g mol -1 x 51.5 mol = 1650 g g H2O = g mol -1 x 41.2 mol = 742 g

45 Reagente limitante Generalmente, in laboratorio, i reagenti non vengono mescolati con il rapporto preciso richiesto dalla reazione. Si usa distinguere il reagente in eccesso e il reagente in difetto, il reagente limitante. La quantità di prodotto che si forma è determinata dalla quantità del reagente limitante.

46 Es.: Supponiamo di avere a disposizione 3.00 moli di Sb e 3.00 moli di I 2 per la reazione 2 Sb(s) + 3 I 2 (s) 2 SbI 3 (s) Individuare il reagente limitante. Secondo la reazione, 2.00 moli di Sb reagiscono con 3.00 moli di I 2 per dare 2.00 moli di SbI 3 I 2 è il reagente limitante Resta un eccesso di Sb di 1.00 mol (Sb che non ha reagito). Il numero di moli di SbI 3 che si forma è determinato dalla quantità di I 2!

47 Resa teorica e sperimentale Spesso accade che non tutto il reagente limitante viene utilizzato, la reazione porta solo parzialmente ai prodotti. La resa sperimentale è generalmente minore della resa teorica; espressa in termini percentuali è : resa percentuale = resa sperimentale resa teorica x 100

48 Esercizio Supponiamo di far reagire 1.20 moli di Sb con 2.40 moli di I 2 secondo la reazione: 2 Sb(s) + 3 I 2 (s) 2 SbI 3 (s) Individuate il reagente limitante e calcolate la resa teorica. Per far reagire 1.20 moli di Sb sono necessarie: x 3 = 1.80 moli di I 2 Ci sono.

49 Per far reagire 2.40 moli di I 2 sono necessarie: x 2 = 1.60 moli di Sb Non ci sono. Sb è il reagente limitante Si producono 1.20 moli di SbI 3 (P.M g/mol) 1.20 x g/mol = g Resa teorica

50 Supponiamo che si producano invece 512 g di SbI 3 (resa sperimentale), quale sarà la resa percentuale? resa percentuale = resa sperimentale resa teorica x 100 resa percentuale = 512 g g x 100 = 70.8 %