Pesi atomici e molecolari La mole

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1 Pesi atomici e molecolari La mole Dr. Gabriella Giulia Pulcini Ph.D. Student, Development of new approaches to teaching and learning Natural and Environmental Sciences University of Camerino, ITALY 1

2 QUALE MASSA HA UN ATOMO? Se potessimo misurare in grammi, l atomo di H, il più piccolo atomo, avrebbe una massa di 1,6 x10-24 g = 1,6 x10-27 Kg Si assegna, per convenzione, un valore arbitrario (12) alla massa dell atomo più diffuso il Carbonio (in particolare il suo isotopo 12) e si confrontano con questa massa le masse degli altri atomi. Quindi se C ha massa atomica pari a 12 u di conseguenza: una unità di massa atomica (1 u.m.a. oppure 1 dalton) è pari a 1/12 della massa di un atomo di carbonio. 2

3 MASSE ATOMICHE RELATIVE Le masse atomiche espresse in u.m.a. vengono chiamate MASSE ATOMICHE RELATIVE più impropriamente PESI ATOMICI 3

4 MASSA ATOMICHE ASSOLUTE Per conoscere la MASSA ASSOLUTA di un atomo, ad esempio del Sodio, espressa in kg bisognerà moltiplicare la sua massa atomica relativa per la massa assoluta di ogni unità: 23 u.m.a. x 1,6 x10-27 kg = 3,68 x10-26 kg 4

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6 MASSA MOLECOLARE -La massa di una molecola (MASSA MOLECOLARE) è data dalla somma delle masse di tutti gli atomi che costituiscono la molecola. -Generalmente si esprime in unità di massa atomica e viene quindi chiamata MASSA MOLECOLARE RELATIVA oppure PESO MOLECOLARE. - Se la si esprime in kg viene invece chiamata MASSA MOLECOLARE ASSOLUTA. 6

7 MASSA MOLECOLARE. Calcolo esempio: Calcola la MASSA MOLECOLARE dell acido solforico H 2 SO 4 La molecola dell acido solforico è costituita da: 2 atomi di idrogeno (massa di un atomo di idrogeno = 1 u.m.a.) 1 atomo di zolfo (massa di un atomo di zolfo = 32 u.m.a.) 4 atomi di ossigeno (massa di un atomo di ossigeno =16 u.m.a.) Quindi la sua MASSA MOLECOLARE risulta 2x1 + 1x32 + 4x16 = 98 u.m.a.

8 MOLE DI ATOMI I chimici si sono posti il problema di trovare un modo semplice per prendere in considerazione quantità uguali di atomi di elementi diversi, senza contarli uno ad uno, visto che è impossibile. 8

9 MOLE La MOLE di una sostanza è una quantità in grammi numericamente uguale alla massa molecolare della sostanza considerata. La mole può essere definita per molte altre entità (molecole, elettroni, ioni, ecc), non solo per gli atomi. La mole è una delle unità fondamentali del S.I., e precisamente è l unità di sostanza e il suo simbolo è mol. È necessario specificare sempre di quale entità si tratta, così si dirà: una mole di atomi, una mole di ioni... 9

10 MOLE DI ATOMI Una mole di atomi è una quantità in grammi di un elemento, numericamente uguale alla massa atomica relativa dell elemento stesso. 1 mol di zinco (Zn) contiene N atomi di zinco (PA = 65,39 uma) e pesa 65,39 g 1 mol di mercurio (Hg) contiene N atomi di mercurio (PA = 200,6 uma) e pesa 200,6 g 10

11 NUMERO DI AVOGADRO Una mole di atomi contiene lo stesso numero di atomi a prescindere dall elemento che viene preso in considerazione. Questo numero è chiamato Numero di Avogadro o costante di Avogadro e il suo valore approssimato è x particelle/mol 11

12 NUMERO DI AVOGADRO Definizione: Il numero di avogadro è il numero di atomi di Carbonio presenti in 12 grammi di Carbonio Esempio: Un atomo di Sodio ha massa 23 u.m.a. (la massa atomica assoluta dell atomo di sodio è 3,68 x g) Una mole di atomi di Sodio ha massa 23 g e contiene 6.02 x atomi di Sodio 6.02 x corrisponde a più di seicentomila miliardi di miliardi! 12

13 Formule per i problemi con le moli PA o PM (g/mol) = Massa atomica o molecolare numero di moli (mol)= n = m (g) /PM (g/mol) m (g) = n (mol) PM (g / mol) N A = 6, particelle / mol Numero di particelle (N p ) = n (mol) N A (particelle/mol) n (mol) = N p / N A 13

14 FORMULE CHIMICHE FORMULA MINIMA: si limita ad indicare gli atomi costituenti il composto nel loro rapporto numerico di combinazione. FORMULA MOLECOLARE: indica il numero effettivo degli atomi che costituiscono la molecola. formula molecolare = formula minima i Dove: i= massa molare composto massa molare formula empirica 14

15 (CH 2 O)n Acido acetico (CH 2 O)n Glucosio (CH 2 O) 2 (CH 2 O) 2 Ad esempio: Acido acetico e glucosio, i maggiori costituenti rispettivamente di aceto e miele hanno la stessa formula empirica CH 2 O, ma diversa formula molecolare. - i per l acido acetico è 2 - i per il glucosio è 6 15

16 Calcolo della percentuale in peso Calcolare la percentuale in peso degli elementi del composto C 5 H 5 N. p.a. (C) = 12,01 uma ; p.a. (H) = 1,008 uma ; p.a. (N) = 14 uma La massa molare del composto è 79 g/mol. 1 mole di composto corrisponde a 79 g e contiene 5 moli di C, 5 moli di H e 1 mole di N. massa (C) = 5 mol 12 g/mol = 60 g massa (H) = 5 mol 1,008g/mol = 5,0 g massa (N) = 1 mol 14 g/mol = 14 g 16

17 % C = 60 g 100 = 75,9 % 79 g % H = 5 g 100 = 6,33 % 79 g % N = 14 g 100 = 17,7 % 79 g 17

18 Calcolo della formula chimica Un composto chimico ha la seguente composizione percentuale in peso: H: 3,1 % ; P: 31,5 % ; O: 65,4 % Determinare la formula minima del composto. p.a. (H) = 1,008 uma ; p.a. (P) = 31 uma ; p.a. (O) = 16 uma 18

19 Supponendo di avere 100g di composto massa (H) = 3,1 g massa (O) = 65,4 g massa (P) = 31,5 g n (H) = m = 3,1 g = 3,1 mol PA 1,008 g/mol n (P) = 31,5 = 1,02 mol 31 g/mol n (O) = 65,4 g = 4,09 mol 16 g/mol 19

20 Per ricavare gli indici numerici, si divide il numero di moli dei singoli elementi per il valore più piccolo (1,02) H = 3,1 = 3 1,02 P = 1,02 = 1 1,02 O = 4,09 = 4 1,02 La formula minima è H 3 PO 4 20

21 Reazioni chimiche e bilanciamento aa + bb = cc + dd I coefficienti stechiometrici (a, b, c, d) devono essere scelti in modo che il numero degli atomi di ogni elemento sia lo stesso tra i reagenti e i prodotti (equazione bilanciata). La legge di Lavoisier nota anche come legge di conservazione della massa afferma che nel corso di una reazione chimica la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti. La lettura della reazione è conveniente farla in moli. 21

22 La stechiometria è il calcolo delle quantità dei reagenti e dei prodotti implicati in una reazione chimica. Essa si basa sull'equazione chimica e sulla relazione tra massa e moli. Tipico problema della stechiometria - Quanto idrogeno è necessario per produrre 100 Kg di NH 3? - Quanta NH 3 si ottiene da 100 Kg di N 2? 1 N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) CONVIENE A TUTTI GLI EFFETTI LAVORARE CON LE MOLI E POI CON I GRAMMI. La reazione bilanciata indica le moli che reagiscono e quelle prodotte. 22

23 PM(N 2 ) 28,0; PM(H 2 ) 2,0; PM(NH 3 ) 17,0 Formula che converte grammi in moli: Moli = grammi sostanza/pm sostanza Quanto idrogeno è necessario per produrre 100 Kg di NH 3? 100 Kg di NH 3 = g di NH 3 Moli di NH 3 = grammi NH 3 / PM NH 3 Moli di NH 3 = g/(17) g/mol Moli di NH 3 =5882 mol Osserviamo nella reazione il rapporto tra le moli di NH3 e le moli di H2 1 N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) 23

24 Il rapporto tra le moli di NH 3 e le moli di H 2 è di 2 : 3 Quindi per avere 5882 moli di NH 3 occorreranno : 2 : 3 = 5882: x mol di H 2 mol di H 2 = 8823 moli 24

25 -Quanta NH 3 si ottiene da 100 Kg di N 2? 1 N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Seguendo lo stesso ragionamento di prima: 100 Kg di N 2 = g di N 2 Moli di N 2 = grammi N 2 / PM N 2 Moli di N 2 = g/(14x2) g/mol Moli di N 2 =3571 mol 25

26 Osserviamo ora nella reazione il rapporto tra le moli di N 2 e le moli di NH 3 Il rapporto tra le moli di N 2 e le moli di NH 3 è di 1 : 2 Quindi se uso 3571 moli di N 2 otterrò (3571 x 2) moli di NH 3 ovvero 7143 moli di NH 3 26

27 REAGENTE LIMITANTE Può capitare che i reagenti siano combinati in quantità diverse dalle proporzioni molari date dall'equazione chimica. In tal caso, solo uno dei reagenti (il reagente limitante) si consuma completamente, mentre parte dell'altro reagente (o altri reagenti) rimane inalterato. Questo reagente sarà chiamato reagente in eccesso (o reagenti in eccesso) 27

28 REAGENTE LIMITANTE ) : 4 bulloni + 4 dadi 4 coppie dado/bullone - reagenti in quantità stechiometrica 2) 4 bulloni + 3 dadi 3 coppie dado/bullone - il numero di dadi è in difetto: eresta un bullone che non reagisce (caso in cui uno dei reagenti è in eccesso) 3) 3 bulloni + 4 dadi 3 coppie dado/bullone - il numero di dadi è in difetto: resta un dado che non reagisce (altro caso in cui uno dei reagenti è in eccesso) 28

29 Esempio Consideriamo la reazione 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) Supponiamo di far reagire 10mol di H 2 e 7mol di O 2. Calcoliamo quante moli di H 2 O che si possono ottenere a partire da ciascuno dei reagenti separatamente : Il rapporto tra H 2 e O 2 è 2: 1 quindi: Caso 1: 10 mol di H 2 devono reagire con 5 moli di O 2 (non ci sono problemi perché addirittura l O 2 è in eccesso, ce ne sono 7 di moli!) Caso 2: 7 mol di O 2 devono reagire con 14 moli di H 2 (il problema c è perché non abbiamo a disposizione 14 mol di H 2 ma soli 10, per cui è H 2 il reagente limitante. 29

30 Quello che realmente succede è quindi il Caso 1: 10 moli di H 2 devono reagire con 5 moli di O 2 e si formeranno 10 moli di H 2 O H 2 è il reagente limitante (le moli vengono tutte consumate) O 2 è il reagente in eccesso ( 7-5 = 2 moli che avanzano) H 2 H 2 O O 2 O 2 30

31 Esempio Determinare il numero di moli di KOH che si ottengono da 20 mol di H 2 O e 30 mol di K 2 O e che reagiscono secondo lareazione K 2 O + H 2 O 2 KOH 31

32 Nella reazione K 2 O + H 2 O 2KOH Il rapporto secondo cui reagiscono H 2 O e K 2 O è : 1 : 1 Ovvero: 20 moli di H 2 O reagiscono con 20 moli di K 2 O (ma ne abbiamo 30 moli, per cui K 2 O è in eccesso ) 30 moli di K 2 O reagiscono con 30 moli di H 2 O (ma ne abbiamo 20 moli, per cui l H 2 O è reagente limitante) 20 moli di H 2 O reagiscono con 20 moli di K 2 O per dare il doppio di moli di KOH ovvero 40 moli 32

33 Resa percentuale QUALE MASSA di unaha reazione UN ATOMO chimica? R% = massa prodotto ottenuto 100 massa prodotto teorico Calcolo della resa È necessario: 1) conoscere esattamente la stechiometria della reazione e verificare se uno dei reattivi risulta in difetto: --> fattore o reattivo limitante; 2) calcolare quale dovrebbe essere la quantità di prodotto ottenuto, se tutto il reattivo limitante reagisse e non ci fossero perdite di sostanze nel corso delle operazioni; 3) calcolare % della resa come quantità prodotto ottenuto / quantità teorica x