Lezione 2. Leggi ponderali

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1 Lezione 2 Leggi ponderali

2 I miscugli eterogenei presentano i componenti distinguibili in due o più fasi, in rapporti di massa altamente variabili e che mantengono le caratteristiche originarie. I miscugli eterogenei formati da solidi e da liquidi sono detti sospensioni ( es. latte, acqua-fango ); quelli costituiti da liquidi non miscibili si chiamano emulsioni ( es. acqua-olio, acqua-benzina ). La separazione dei componenti è molto più semplice nel caso dei miscugli eterogenei, per i quali sono sufficienti metodi semplici quali la decantazione, la filtrazione o la centrifugazione basati sulla diversa dimensione, stato fisico e densità dei componenti.

3 I miscugli omogenei Comunemente detti soluzioni, hanno i componenti non più distinguibili, in quanto mescolati anche su scala atomica, che pur mantengono inalterate molte delle proprietà originarie. Nel caso dei miscugli omogenei è necessario utilizzare metodiche quali l'evaporazione del solvente, la distillazione (entrambe basate sulla differente volatilità dei componenti), l'estrazione con solvente, basata sulla maggiore affinità di quest'ultimo con un componente della miscela, o la cromatografia, basata sulla differente velocità con cui un solvente trasporta, per azione capillare attraverso un strato di materiale inerte i vari componenti della miscela.

4 Legge di conservazione della massa (Lavoisier) In una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti

5 A livello microscopico si ha un riarrangiamento degli atomi di azoto e idrogeno per dare ammoniaca, ma il numero di atomi delle due specie chimiche rimane lo stesso dopo la reazione. azoto idrogeno reagenti: prodotto: ammoniaca N H 2 2 NH 3

6 Legge della composizione costante (Proust) In un composto chimico le masse degli elementi sono sempre presenti in un rapporto definito e costante Indipendentemente da come un composto si forma gli elementi componenti sono sempre gli stessi e si legano nella stessa proporzione in peso

7 1,00 g di ferro + 0,57 g di zolfo 1,57 g di solfuro di ferro reagenti prodotto ferro zolfo solfuro di ferro Differenti campioni di un composto puro contengono gli stessi elementi negli stessi rapporti di combinazione (per il solfuro di ferro: 1,00 g di ferro / 0,57g di zolfo = 1,75)

8 1,20 g di ferro + 0,57 g di zolfo 1,57 g di solfuro di ferro + 0,20 g di ferro Rapporto di combinazione m Fe / m S = 1,75 1,00 g di ferro + 1,0 g di zolfo 1,57 g di solfuro di ferro + 0,43 g di zolfo Rapporto di combinazione m Fe / m S = 1,75 8

9 Legge delle proporzioni (o dei rapporti) multiple (Dalton) Quando due elementi formano due o più composti differenti, con una massa fissa di un elemento si trovano combinate masse dell altro elemento il cui rapporto può essere espresso da numeri interi e piccoli (in altre parole le quantità in peso di un composto che entrano in combinazione con una quantità fissa in peso dell altro sono in rapporto semplice di numeri interi)

10 Composto Ossigeno (%) Azoto (%) O/N Rapporto in peso O : N Protossido di azoto N 2 O 36,34 63,66 0, ,571 : 1 Ossido di azoto NO 53,31 46,69 1, ,571 : 1 Anidride nitrosa N 2 O 3 63,14 36,86 1, ,571 : 1 Ipoazotide 69,55 30,45 2, ,571 : 1 NO 2 5 0,571 : 1 Anidride nitrica N 2 O 5 74,06 25,94 2,855

11 CO 2 : con 12 g di carbonio si legano 32 g di ossigeno + carbonio ossigeno biossido di carbonio CO: con 12 g di carbonio si legano 16 g di ossigeno + carbonio ossigeno monossido di carbonio

12 Serie dei composti del cloro con l ossigeno 4,94 parti di Cl e una parte di O 4,94 parti di Cl e 3 parti di O 4,94 parti di Cl e 5 parti di O 4,94 parti di Cl e 7 parti di O Ciò significa che le quantità di ossigeno che possono legarsi a una quantità fissa di cloro (4,94 parti) stanno tra loro nella proporzione 1:3:5:7

13 Legge degli equivalenti Quando due elementi si combinano sia tra di loro sia con un terzo elemento le quantità che si combinano con una quantità fissa del terzo elemento sono uguali a quelle che si combinano tra di loro.

14 Legge degli equivalenti Se due elementi A e B si combinano sia tra loro che con un terzo elemento C, allora le quantità di A e B che si combinano con una quantità fissa di C si combinano anche tra loro. Prendiamo in considerazione: carbonio, ossigeno e idrogeno. L ossigeno si combina con il carbonio per dare il biossido di carbonio (anidride carbonica) CO 2 (nella proporzione 2:1) L idrogeno si combina con il carbonio per dare il metano CH 4 (nella proporzione 4:1) Segue che : in un composto di ossigeno e idrogeno gli elementi avranno proporzione 2:4 (1:2).

15 Legge dei volumi (Gay-Lussac) Nelle reazioni tra gas, in condizioni di P e T costanti, i volumi di gas che reagiscono tra di loro stanno in rapporto semplice di numeri interi. Idrogeno + ossigeno acqua 2 vol 1 vol 2 vol Idrogeno + cloro cloruro di idrogeno 1 vol 1 vol 2 vol

16 Teoria atomica di Dalton All'inizio del 1800 lo scienziato inglese John Dalton formulò la prima teoria atomica della materia scientificamente valida. Dalton si rese conto che questa ipotesi forniva una perfetta chiave di interpretazione di tutte le fondamentali leggi della chimica a quei tempi già note (la legge di conservazione della massa, la legge delle proporzioni definite e la legge delle proporzioni multiple da lui stesso enunciata).

17 I punti principali della teoria atomica di Dalton possono essere così schematizzati: La materia ha una natura discontinua ed è costituita da particelle microscopiche non ulteriormente divisibili (atomi). Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali. Gli atomi di elementi differenti sono diversi. Nei composti e nelle reazioni chimiche non possono essere presenti che numeri interi di atomi (non ha cioè senso parlare di frazioni di atomi).

18 La teoria di Dalton tuttavia dovette ben presto essere modificata. Le nuove scoperte fatte tra la fine del 1800 e l'inizio del 1900 dimostrarono infatti che l'atomo è divisibile e costituito da particelle più piccole dette subatomiche. Rimane valida la seguente definizione di atomo: L'atomo è la più piccola parte di un elemento che ne mantiene le caratteristiche chimiche

19 Principio di Avogadro (1805) Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole Questa non era altro che un ipotesi di lavoro per spiegare la legge dei volumi, ovvero l osservazione sperimentale che quando due o più gas si combinano tra loro ciò avviene in rapporti esprimibili mediante numeri piccoli e interi

20 In altri termini le masse di volumi uguali di gas, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione sono proporzionali alle masse delle molecole dei gas stessi Quindi a una determinata temperatura e pressione PV/T=cost

21 In questo principio è sottesa l ipotesi molecolare (che verifica tutte le leggi della chimica, compresa quella di Gay-Lussac) Le molecole dei gas elementari sono infatti biatomiche + 1l H 2 1l Cl 2 2l HCl

22 Si chiama molecola la più piccola parte di sostanza (semplice o composta) capace di esistenza indipendente

23 Peso molecolare E il rapporto tra la massa della molecola considerata e l unità di massa (1/12 12 C) Nota la formula di una sostanza, il peso molecolare (PM) è la somma dei pesi degli atomi che la costituiscono

24 La mole Una mole è una determinata quantità fissa di specie chimiche (molecole, ioni, unità formula, atomi) Corrisponde a un insieme N di unità, dove N è il numero di Avogadro N=6,023 x E pari tante unità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 0,012 kg (12 g)di 12 C

25 Quindi una mole di un elemento ha un peso pari al peso atomico di quell elemento Una mole di ossigeno pesa 16 g Una mole di ferro pesa 55,85 g

26 Per conoscere il numero di moli presenti in una quantità in grammi di una sostanza di cui si conosca il peso atomico (o il peso molecolare, o il peso formula) è sufficiente dividere questa quantità per il peso atomico (o il peso molecolare, o il peso formula)

27 Una mole di gas contiene N molecole e, per la legge di Avogadro, occupa, in condizioni normali un volume ben determinato Tale volume corrisponde a 22,414 l ed è detto volume molare

28 ESEMPIO Il cloro è presente in natura come miscela degli isotopi 35 Cl (34,9689 uma, 75,770 %) e 37 Cl (36,9659 uma, 24,230 %). Calcolare la massa atomica del cloro naturale. Consideriamo un campione di cloro costituito, ad esempio, da atomi. Di questi, 75,770 x /100 = sono atomi di 35 Cl e 24,230 x /100 = sono atomi di 37 Cl. La massa totale del campione è data dalla somma delle masse dei due tipi di atomi, cioè: x 34,9689 uma x 36,9659 uma = 3, uma.atomi La massa atomica media si ottiene dividendo questo valore per il numero di atomi contenuti nel campione: 3, uma.atomi / atomi = 35,453 uma

29 Esercizi Qual è la massa in grammi di una molecola di azoto? Determina la massa molecolare di H 2 SO 4.

30 ESEMPIO Calcolare le moli corrispondenti a 180,0 g di carbonio, sapendo che la massa atomica relativa di C è 12,011. moli (C) = 180,0 g /12,011 g mol -1 = 14,99 mol Modificando opportunamente la relazione precedente, è possibile calcolare la massa corrispondente ad un certo numero di moli: massa (in g) = mol x massa molare (g mol-1)

31 Esercizio Calcolare la massa in grammi corrispondente a 2,00 moli di NaOH

32 Esercizio Calcolare quante molecole sono presenti in 0,50 moli di NaOH 5,00 g di NaOH

33 Esercizi A quante moli di H 2 O corrispondono 3,48 g di H 2 O? Calcolare la massa in grammi di 1,00 mol di atomi di cloro e di 1,00 mol di molecole di cloro.