Una formula molecolare mostra l esatto numero degli atomi di ciascun elemento nella più piccola unità di una sostanza

Transcript

1 Formule e Modelli 1

2 Una formula molecolare mostra l esatto numero degli atomi di ciascun elemento nella più piccola unità di una sostanza Una formula empirica mostra il più piccolo rapporto fra gli atomi in una sostanza molecolare H 2 O C 6 H 12 O 6 O 3 empirica H 2 O CH 2 O O N 2 H 4 NH 2 2

3 I composti ionici sono una combinazione di cationi ed anioni La formula è di solito la stessa della formula empirica La somma delle cariche dei cationi ed anioni in ciascuna unità formula deve essere uguale a zero NaCl 3

4 I metalli più reattivi (verde) ed i nonmetalli più reattivi (blue) reagiscono per formare composti ionici. 4

5 Formule di Composti Ionici 2 x +3 = +6 3 x -2 = -6 Al 2 O 3 Al 3+ O 2-1 x +2 = +2 2 x -1 = -2 CaBr 2 Ca 2+ Br - 1 x +2 = +2 1 x -2 = -2 Na 2 CO 3 Na + CO 2-3 5

6 Nomenclatura Chimica Composti Ionici Spesso un metallo + nonmetallo Anione (nonmetallo), aggiunge uro al nome dell elemento BaCl 2 K 2 O Mg(OH) 2 KNO 3 Cloruro di bario Ossido di potassio Idrossido di magnesio Nitrato di potassio 6

7 Compsti ionici dei metalli di transizione indicare la carica sul metallo con il numero Romano FeCl 2 2 Cl - -2 so Fe is +2 Cloruro di ferro(ii) FeCl 3 3 Cl - -3 so Fe is +3 Cloruro di ferro(iii) Cr 2 S 3 3 S -2-6 so Cr is +3 (6/2) Solfuro di cromo(iii) 7

8 8

9 9

10 Composti Molecolari Nonmetalli o nonmetalli + metalloidi Nomi comuni H 2 O, NH 3, CH 4, Gli Elementi più a sinistra nel periodo e più in basso nel gruppo della tavola periodica sono scritti per primi nella formula Se più di un composto può essere formato dagli stessi elementi, usare prefissi per indicare il numero di ciascun tipo di atomo Il nome dell ultimo elemento finisce in uro oppure Ossido se è presente l ossigeno 10

11 Composti Molecolari HI NF 3 N 2 Cl 4 NO 2 N 2 O SO 2 ioduro di idrogeno trifluoruro di azoto tetracloruro di diazoto diossido di azoto monossido di diazoto diossido di zolfo (diossido solfuro) 11

12 12

13 Un acido può essere definito come una sostanza che produce ioni idrogeno (H + ) quando è disciolta in acqua. Per esempio: HCl gas e HCl in acqua Sostanza pura, Cloruro d idrogeno Sciolto in acqua (H 3 O + e Cl ), acido cloridrico 13

14 14

15 Un ossoacido è un acido che contienea idrogeno, ossigeno ed un altro elemento. HNO 3 Acido nitrico H 2 CO 3 Acido carbonico H 3 PO 4 Acido fosforico 15

16 Ossoacidi ed Ossoanioni 16

17 Le regole per la nomenclatura degli ossoanioni, anioni degli ossoacidi, sono le seguenti: 1. Quando tutti gli ioni H sono rimossi dall acido -ico, il nome dell anione finisce con -ato. 2. Quando tutti gli ioni H sono rimossi dall acido -oso, il nome dell anione finisce con -ito. 3. Se non tutti gli H sono rimossi, si deve indicare il numero degli H ancora presenti. Per esempio: H 2 PO 4 - diidrogeno fosfato HPO 4 2- (mono)idrogeno fosfato PO 4 3- fosfato 17

18 18

19 Una base può essere definita come una sostanza che, disciolta in acqua, fornisce ioni idrossido (OH - ). NaOH KOH Ba(OH) 2 Idrossido di sodio Idrossido di potassio Idrossido di bario 19

20 Idrati sono i composti che hanno uno specifico numero di molecole di acqua di cristallizzazione. BaCl 2 2H 2 O LiCl H 2 O MgSO 4 7H 2 O Cloruro di bario diidrato Cloruro di litio monoidrato Solfato di magnesio eptaidrato CuSO 4 5H 2 O CuSO 4 20

21 Stechiometria Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

22 Proprietà Intensive ed Estensive Una proprietà estensiva di un materiale dipende dalla quantità di materia. mass length volume Una proprietà intensiva di un materiale non dipende dalla quantità di materia. density temperature color 22

23 Materia tutto ciò che occupa spazio ed ha massa. massa misura della quantità di materia SI unità di massa è il chilogrammo (kg) 1 kg = 1000 g = 1 x 10 3 g peso forza che la gravità esercita su un oggetto peso = c x massa Terra, c = 1.0 Luna, c ~ 0.1 Un 1 kg peserà 1 kg sulla Terra 0.1 kg sulla Luna 23

24 Sistema Internazionale delle Unità (SI) 24

25 25

26 Volume SI unità per il volume è il metro cubo (m 3 ) 1 cm 3 = (1 x 10-2 m) 3 = 1 x 10-6 m 3 1 dm 3 = (1 x 10-1 m) 3 = 1 x 10-3 m 3 1 L = 1000 ml = 1000 cm 3 = 1 dm 3 1 ml = 1 cm 3 26

27 Densità SI unità per la densità è il kg/m 3 1 g/cm 3 = 1 g/ml = 1000 kg/m 3 densità = massa volume d = m V Una barra di platino, con densità di 21.5 g/cm 3, ha un volume di 4.49 cm 3. Qual è la sua massa? d = m V m = d x V = 21.5 g/cm 3 x 4.49 cm 3 = 96.5 g 27

28 28

29 Un confronto delle Scale di Temperatura K = C K = 0 C 373 K = 100 C F = 9 x C F = 0 C F = 100 C 29

30 Notazione Scientifica Il numero di atomi in 12 g di carbonio: 602,200,000,000,000,000,000, x La massa di un singolo atomo di carbonio in grammi: x N è un numero fra 1 e 10 N x 10 n n è un numero intero positivo o negativo 30

31 Notazione Scientifica muovere i decimali a sinistra n > = x muovere i decimali a destra n < = 7.72 x 10-6 Addizione o Sottrazione 1. Scrivere le quantità con lo stesso esponente n 2. Combinare N 1 e N 2 3. L esponente, n, rimane lo stesso 4.31 x x 10 3 = 4.31 x x 10 4 = 4.70 x

32 Notazione Scientifica Moltiplicazione 1. Moltiplicare N 1 e N 2 2. Addizionare gli esponenti n 1 ed n 2 (4.0 x 10-5 ) x (7.0 x 10 3 ) = (4.0 x 7.0) x ( ) = 28 x 10-2 = 2.8 x 10-1 Divisione 1. Dividere N 1 ed N 2 2. Sottrarre gli esponenti n 1 ed n x x 10 9 = ( ) x = 1.7 x

33 Cifre Significative Ogni numero che non sia zero è significativo kg 4 cifre significative Gli Zero fra due numeri (che non siano zero anch essi) sono significativi 606 m 3 cifre significative Gli Zero a sinistra del primo numero nonzero non sono significativi 0.08 L 1 cifra significativa Se un numero è maggiore di 1, allora tutti gli zero a destra del punto sono significativi 2.0 mg 2 cifre significative Se un numero è minore di 1, allora solo gli zero che sono alla fine o fra altri numeri sono significativi g 3 cifre significative 33

34 Quante cifre significative ci sono in ciascuna delle seguenti misure? 24 ml 2 cifre significative 3001 g 4 cifre significative m 3 3 cifre significative 6.4 x 10 4 molecules 2 cifre significative 560 kg 2 cifre significative 34

35 Addizione o Sottrazione Cifre Significative Il risultato non può avere più numeri dopo la virgola di quelli di ciascun addendo Una cifra dopo la virgola Approssima a Due cifre significative dopo la virgola Approssima a

36 Moltiplicazione o Divisione Cifre Significative Il numero di cifre significative nel risultato è determinato dal dato che ha il minor numero di cifre significative 4.51 x = = cifre sig. Approssima a 3 cifre sig = = cifre sig. Approssima a 2 cifre sig. 36

37 Numeri Interi Cifre Significative I numeri da definizioni o numeri di oggetti sono considerati come aventi un numero Infinito di cifre significative La media di tre lunghezze misurate: 6.64, 6.68 and 6.70? = = 6.67 = 7 Perchè 3 è un numero intero 37

38 Accuratezza quanto vicina è una misura al valore reale Precisione quanto simili sono i valori di una serie di misure accurata & precisa precisa ma non accurata non accurata & non precisa 38

39 Micro atomi & molecole Macro grammi Massa Atomica è la massa di un atomo in unità di massa atomica (amu) Per definizione: 1 atomo 12 C pesa 12 amu In questa scala 1 H = amu 16 O = amu 39

40 La massa atomica media è la media pesata di tutti gli isotopi naturali dell elemento. 40

41 Per il Litio: 7.42% 6 Li (6.015 amu) 92.58% 7 Li (7.016 amu) Massa atomica media del litio: (7.42 x 6.015) + (92.58 x 7.016) 100 = amu 41

42 Average atomic mass (6.941) 42

43 La massa Molare è la massa di 1 mole di uova scarpe palline atomi 1 mole 12 C atomi = x atomi = g 1 12 C atomo = amu in grammi 1 mole 12 C atomi = g 12 C 1 mole litio atomi = g di Li Per ogni elemento massa atomica (amu) = massa molare (grammi) 43

44 Una Mole di: C S Hg Cu Fe 44

45 1 12 C atom amu x g x C atoms = 1.66 x g 1 amu 1 amu = 1.66 x g o 1 g = x amu M = massa molare in g/mol N A = Numero di Avogadro 45

46 Quanti atomi ci sono in g di potassio (K)? 1 mol K = g K 1 mol K = x atomi K g K x 1 mol K g K x x 1023 atomi K 1 mol K = 8.49 x atomi K 46

47 Massa Molecolare (o peso molecolare) è la somma delle masse atomiche (in amu) in una molecola. SO 2 1S 2O SO amu + 2 x amu amu Per ogni molecola massa molecolare (amu) = massa molare (grammi) 1 molecola SO 2 = amu 1 mole SO 2 = g SO 2 47

48 Quanti atomi di H ci sono in 72.5 g of C 3 H 8 O? 1 mol C 3 H 8 O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C 3 H 8 O 1 mol C 3 H 8 O molecole = 8 mol H atomi 1 mol H = x atomi H 72.5 g C 3 H 8 O 1 mol C 3 H 8 O x 60 g C 3 H 8 O x 8 mol H atoms 1 mol C 3 H 8 O x H atoms x = 1 mol H atoms 5.82 x atoms H 48

49 Peso Formula è la somma delle masse atomiche (in amu) in un unità formula di un composto ionico. NaCl 1Na 1Cl NaCl amu amu amu Per ogni composto ionico Peso formula (amu) = massa molare (grammi) 1 unità formula NaCl = amu 1 mole NaCl = g NaCl 49

50 Qual è il peso formula di Ca 3 (PO 4 ) 2? 1 unità formula di Ca 3 (PO 4 ) 2 3 Ca 3 x P 2 x O + 8 x amu 50

51 Spettrometro di Massa Light Heavy Light Heavy Mass Spectrum of Ne 51

52 Composizione Percentuale di un elemento in un composto = n x massa molare dell elemento massa molare del composto x 100% n è il numero di moli dell elemento in 1 mole del composto C 2 H 6 O %C = 2 x (12.01 g) g x 100% = 52.14% %H = 6 x (1.008 g) g x 100% = 13.13% %O = 1 x (16.00 g) g x 100% = 34.73% 52.14% % % = % 52

53 Composizione Percentuale e Formula Empirica Determinare la formula empirica di un composto che ha le seguneti percentuali in peso: K 24.75, Mn 34.77, O percent. n K = g K x n Mn = g Mn x 1 mol K g K 1 mol Mn g Mn = mol K = mol Mn n O = g O x 1 mol O g O = mol O 53

54 Composizione Percentuale e Formula Empirica n K = , n Mn = , n O = K : ~ Mn : = O : ~ KMnO 4 54

55 Combustione 11.5 g etanolo Raccolgo 22.0 g CO 2 e 13.5 g H 2 O g CO 2 mol CO 2 mol C g C 6.0 g C = 0.5 mol C g H 2 O mol H 2 O mol H g H 1.5 g H = 1.5 mol H g of O = g del campione (g of C + g of H) 4.0 g O = 0.25 mol O Formula Empirica C 0.5 H 1.5 O 0.25 Diviso il numero più piccolo (0.25) Formula Empirica C 2 H 6 O 55

56 Un processo in cui una o più sostanze sono trasformate in una o più sostanze nuove è una reazione chimica Un equazione chimica usa simboli chimici per mostrare cosa avviene durante una reazione chimica reagenti prodotti 3 modi di rappresentare la reazione fra H 2 e O 2 per formare H 2 O 56

57 Come Leggere le Equazioni Chimiche 2 Mg + O 2 2 MgO 2 atomi Mg + 1 molecola O 2 formano 2 unità formula MgO 2 moli Mg + 1 mole O 2 formano 2 moli MgO 48.6 grammi Mg grammi O 2 formano 80.6 g MgO NON 2 grammi Mg + 1 grammo O 2 formano 2 g MgO 57

58 Bilanciare le Equazioni Chimiche 1. Scrivere le formule corrette per i reagenti a sinistra e le le formule corrette per i prodotti a destra. Ethane reacts with oxygen to form carbon dioxide and water C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O 2. Cambiare i coefficienti di fronte alle formule in modo che il numero di atomi di ciascun elemento sia lo stesso da entrambi i lati della reazione. Non cambiare gli indici. 2C 2 H 6 NOT C 4 H 12 58

59 Bilanciare le Equazioni Chimiche 3. Iniziare a bilanciare quegli elementi che sono presenti in un solo reagente o in un solo prodotto. C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O start with C or H but not O 2 carbon on left C 2 H 6 + O 2 1 carbon on right 2CO 2 + H 2 O multiply CO 2 by 2 6 hydrogen on left 2 hydrogen on right multiply H 2 O by 3 C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O 59

60 Bilanciare le Equazioni Chimiche 4. Bilanciare quegli elementi presenti in due o più reagenti o prodotti. C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O multiply O 2 by oxygen on left 4 oxygen (2x2) + 3 oxygen (3x1) = 7 oxygen on right 7 C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O 2 remove fraction multiply both sides by 2 2C 2 H 6 + 7O 2 4CO 2 + 6H 2 O 60

61 Bilanciare le Equazioni Chimiche 5. Controllare che ci sia lo stesso numero di atomi degli elementi fra reagenti e prodotti. 2C 2 H 6 + 7O 2 4CO 2 + 6H 2 O 4 C (2 x 2) 4 C 12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2) 14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6) Reactants 4 C 12 H 14 O Products 4 C 12 H 14 O 61

62 Quantità di Reagenti e Prodotti 1. Scrivere la reazione bilanciata 2. Convertire le quantità di sostanza in moli 3. Usare i coefficienti nelle reazioni bilanciate per calcolare il numero di moli della sostanza desiderata 4. Convertire le moli della sostanza desiderata in grammi 62

63 Methanol burns in air according to the equation 2CH 3 OH + 3O 2 2CO 2 + 4H 2 O If 209 g of methanol are used up in the combustion, what mass of water is produced? grams CH 3 OH moles CH 3 OH moles H 2 O grams H 2 O molar mass CH 3 OH coefficients chemical equation molar mass H 2 O 209 g CH 3 OH 1 mol CH 3 OH x 32.0 g CH 3 OH x 4 mol H 2 O 2 mol CH 3 OH 18.0 g H 2 O x = 1 mol H 2 O 235 g H 2 O 63

64 Reagente Limitante : Il reagente che si consuma prima in una reazione. 2NO + O 2 2NO 2 NO è il reagente limitante O 2 è il reagente in eccesso 64

65 In one process, 124 g of Al are reacted with 601 g of Fe 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe Calculate the mass of Al 2 O 3 formed. g Al mol Al mol Fe 2 O 3 needed g Fe 2 O 3 needed g Fe 2 O 3 mol Fe 2 O 3 mol Al needed g Al needed OR 124 g Al x 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Fe 2 O 3 2 mol Al 160. g Fe 2 O x 3 = 367 g Fe 1 mol Fe 2 O 2 O 3 3 Start with 124 g Al need 367 g Fe 2 O 3 Have more Fe 2 O 3 (601 g) so Al is limiting reagent 65

66 Use limiting reagent (Al) to calculate amount of product that can be formed. g Al mol Al mol Al 2 O 3 g Al 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe 124 g Al x 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Al 2 O 3 2 mol Al 102. g Al 2 O x 3 = 234 g Al 1 mol Al 2 O 2 O 3 3 At this point, all the Al is consumed and Fe 2 O 3 remains in excess. 66

67 Resa di Reazione La resa teorica è la quantità di prodotto che si otterrebbe se la reazione fosse completata al 100%. La resa reale è la quantità di prodotto realmente ottenuta. % Resa = Resa reale Resa teorica x 100% 67