Massa degli atomi e delle molecole

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1 Dallo studio dei volumi di gas nelle reazioni chimiche alle masse degli atomi e delle molecole Lo stato fisico di di un gas è descritto da tre grandezze fisiche: PRESSIONE (p) VOLUME (V) TEMPERATURA (T) Tali grandezze fisiche si chiamano variabili di stato In generale le variabili di stato sono quelle GRANDEZZE FISICHE usate per descrivere un sistema. Pressione volume e temperatura sono collegate tra loro tramite delle relazioni matematiche note come leggi dei gas LA LEGGE DI BOYLE o trasformazione isoterma: in una trasformazione isoterma (una trasformazione che avviene senza cambiare la temperatura), il volume di una determinata quantità di gas è INVERSAMENTE proporzionale alla pressione: p x V = k LA LEGGE DI CHARLES o trasformazione isobara: in una trasformazione isobara (trasformazione che avviene senza cambiare la pressione), il volume di una determinata quantità di gas è direttamente proporzionale alla temperatura espressa in Kelvin LA LEGGE DI GAY-LUSSAC o trasformazione isocora: in una trasformazione isocora (trasformazione che avviene senza cambiare il volume), la pressione di una determinata quantità di gas è direttamente proporzionale alla temperatura espressa in Kelvin

2 Dallo studio dei volumi di gas nelle reazioni chimiche alle masse degli atomi e delle molecole Gay-Lussac studiando reazioni tra gas comunicò i risultati in questo modo: l interazione delle sostanze gassose ha sempre luogo nei rapporti più semplici, in modo che con un volume di sostanza gassosa si combina sempre un volume uguale o doppio o, al massimo, triplo di un altra sostanza gassosa. studio della reazione tra idrogeno e cloro: Gay-Lussac ipotizzò che IPOTESI Ad esempio 1 litro di cloro avrebbe dovuto reagire con 1 litro di idrogeno per dare 1 litro di acido cloridrico 1 volume cloro Cl 1 volume idrogeno H 1 volume acido cloridrico HCl I dati sperimentali non confermarono tale ipotesi: cloro + idrogeno Ad esempio 1 litro di cloro reagisce 1 litro di idrogeno per dare 2 litro di acido cloridrico 1 volume di cloro 1 volume di idrogeno 2 volumi acido cloridrico HCl I dati sperimentali non confermano l ipotesi. Perché si ottiene un volume doppio di acido cloridrico?

3 Dallo studio dei volumi di gas nelle reazioni chimiche alle masse degli atomi e delle molecole Avogadro riuscì a dare una risposta alla domanda precedente Ipotizzò che: 1) la maggior parte degli elementi gassosi sia costituiti da molecole biatomiche, molecole formate da due atomi dello stesso elemento (idea rivoluzionaria perché i chimici del suo tempo erano convinti che atomi uguali non potessero legarsi) 2) Volumi uguali di gas diversi contengano lo stesso numero di molecole, se misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione. Tale ipotesi divenne legge

4 Nuova interpretazione delle reazioni tra gas + Si nota che è rispettata la legge di Lavoisier: gli atomi di idrogeno e cloro sono in numero uguale a sinistra e a destra della freccia Nell immagine osserviamo la reazione tra un volume di idrogeno e un volume di cloro: il prodotto è un volume di acido cloridrico equivalente alla somma dei volumi dei due reagenti. Questo è conforme alle due leggi di Avogadro: 1. Le molecole di idrogeno e cloro sono biatomiche; 2. Volumi uguali contengono ugual numero di molecole Nuova interpretazione della reazione tra gas 1 V H V Cl 2 2 V HCl

5 Interpretazione della reazione di sintesi dell acqua 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 2 V H V O 2 2 V H 2 O (g) I coefficienti stechiometrici della reazione sono uguali ai volumi dei gas che reagiscono

6 Ci si pone ora il problema di determinare le masse degli atomi e delle molecole Gli atomi e le molecole sono così piccoli che non si possono vedere neanche al microscopio Non esistono bilance in grado di pesarli Si decide di esprimere la massa degli atomi confrontandola con quella di un atomo preso come campione L atomo campione è l atomo di idrogeno H I chimici attribuirono all atomo di idrogeno un peso atomico P. A. = 1

7 Procedimento per determinare la massa dell atomo di un qualsiasi elemento rispetto all atomo di idrogeno che, per convenzione ha massa uguale a 1 Si considera 1 volume di ossigeno ( 1 L) contenente n molecole di ossigeno, e un volume di idrogeno (1 L) contenente n molecole di idrogeno (il numero di molecole di idrogeno è uguale al numero di molecole di ossigeno) e si misura no le loro masse, si calcola il rapporto tra le masse m 1 Litro O 2 = m n molecole di O 2 = 1,43 g massa 1 L ossigeno massa 1 L idrogeno = massa n molecole di ossigeno massa n molecole di idrogeno m 1 Litro H 2 = m n molecole di H 2 = 0,089 g = massa 1 molecola di ossigeno massa 1 molecola idrogeno 1,43 g = = 16 0,089 g Poiché 1 molecola di ossigeno è formata da 2 atomi di ossigeno e 1 molecola di idrogeno è formata da due atomi di idrogeno massa 1 L ossigeno massa 1 L idrogeno = massa di 1 molecola O 2 massa di 1 molecola H 2 = massa di 2 atomi O massa di 2 atomi H = massa di 1 atomo O massa di 1 atomo H = 1,43 g 0,089 g = 16 Un atomo di ossigeno ha una massa 16 volte maggiore della massa di un atomo di idrogeno Qual è allora il peso atomico P. A. dell ossigeno?

8 Massa di 1 atomo di ossigeno = 16 x massa 1 atomo di idrogeno = 16 x 1 = 16 P. A. O = 16 Con queste informazioni si possono ricavare i pesi atomici degli atomi di altri elementi Esempio Un certo volume di azoto, contenente n molecole di azoto N 2 ha massa 6,78 g, un ugual volume di ossigeno contenente n molecole di O 2 ha massa 7,75 g. Determinare il peso atomico PA dell azoto massa V N 2 massa V O 2 = massa n molecole N 2 m assa n molecole O 2 = massa 1 molecola N 2 massa 1 molecola O 2 = massa 2 atomin massa 2 atomi O = massa 1 atomo N massa 1 atomo O = 6,78 g 7,75 g = 0,875 Massa 1 atomo di azoto = 0,875 x massa 1 atomo di ossigeno = 0,875 x 16 = 14 P.A. O = 16 P.A. N = 14

9 Agli inizi del ventesimo secolo, gli scienziati scoprirono che gli atomi di uno stesso elemento non sono tutti uguali, ma differiscono per la massa Scoprirono gli ISOTOPI gli isotopi di uno stesso elemento differiscono per la massa. Gli isotopi di uno stesso elemento non differiscono per le proprietà chimiche. Il punto 2 della teoria atomica di Dalton non viene disatteso.

10 Con la scoperta degli isotopi l atomo di idrogeno risultò non essere più adatto come modello di riferimento per la determinazione delle masse atomiche: Esistono tre isotopi dell idrogeno con masse diverse L idrogeno presente in natura è formato da una miscela dei tre isotopi Non risulta corretto attribuire all idrogeno un P.A. = 1

11 Nel 1961 venne preso come riferimento, per la determinazione delle masse atomiche, un particolare isotopo del carbonio: il carbonio-12 Al carbonio-12 venne attribuito un P.A. = 12. L unità di massa atomica u o dalton è uguale a 1/12 della massa del carbonio-12 Con strumenti molto sofisticati si riuscì a stabilire che 1 u = 1,66 x g 1 u 1,66 x g 1 g 6,02 x u L unità di massa atomica ha una massa in grammi estremamente piccola

12 In natura ogni elemento è presente come miscela di vari isotopi, la miscela ha una composizione percentuale costante Nella tabella dei pesi atomici non sono scritti i pesi atomici di tutti gli isotopi di tutti gli elementi Il peso atomico di un elemento si calcola con una media ponderale dei pesi atomici dei diversi isotopi dell elemento stesso Dai dati della seguente tabella si può calcolare il peso atomico degli elementi Nome isotopo Massa (u) % con cui è presente in natura Carbonio ,89 Carbonio ,11 Cloro-35 34,97 75,70 Cloro-37 36,96 24,30 Es: calcolare il peso atomico del carbonio P.A. = (12 u 98,89:13 u 1,11) 98,89:1,11 = 12,01 u Prova tu : calcola il P.A. del cloro

13 Come si calcola la massa di una molecola? La risposta a tale domanda è molto semplice H O H H H O In questa immagine si vede che i due piatti della bilancia sono pareggiati mettendo su un piatto 1 molecola di acqua e sull altro un atomo di ossigeno e due di idrogeno P.M. H 2 O = P.A.O + P.A.H + P.A.H = 16,00 u + 1,008 u + 1,008 u = 18,02 u La massa molecolare o peso molecolare P.M. si determina sommando i pesi atomoci di tutti gli atomi che formano la molecola

14 Dalla formula alla composizione percentuale e dalla composizione percentuale alla formula Nota la formula di un composto calcolare la composizione percentuale: Si calcola il peso molecolare P.M. in unità di massa atomica u Si calcola per quante unità di massa atomica u contribuisce ogni elemento al peso molecolare Con una proporzione si determina la percentuale di ogni elemento P.A. (atomo dell elemento) x numero di atomi nella formula : P.M. = X : 100

15 Dalla formula alla composizione percentuale e dalla composizione percentuale alla formula Dalla formula alla composizione percentuale e dalla composizione percentuale alla formula Esempio: Determinare la percentuale di idrogeno H, zolfo H, ossigeno, O nell acido solforico H 2 SO 4 P.M. = P.A. H x 2 + P.A. S + P. A. O x 4 = 1u x u + 16u x 4 = 98u % H: 1u x 2 : 98u = X : 100 X = 2u u = 2,04% %S: 32u : 98u = X : 100 X = 32u u = 32,7% %O: 16u x 4 : 98u = X : 100 X = 64u x 100 = 65,3% 98u

16 Dalla formula alla composizione percentuale e dalla composizione percentuale alla formula Nota la composizione percentuale determinare la formula di un composto 1. Si determina sperimentalmente la composizione percentuale del composto di cui si vuole determinare la formula 2. Si divide ogni percentuale per il peso atomico dell elemento al quale la percentuale si riferisce 3. Si dividono i quozienti ottenuti nel punto 2 per il più piccolo di essi 4. I risultati ottenuti nel punto 3 rappresentano gli indici della formula minima 5. Si determina sperimentalmente il peso molecolare del composto e si calcola il peso molecolare della formula minima 6. Si divide il peso molecolare sperimentale per il peso molecolare della formula minima 7. Tutti gli indici della formula minima vanno moltiplicati per il valore ottenuto nel punto 6, si ottengono gli indici della formula vera del composto

17 Dalla formula alla composizione percentuale e dalla composizione percentuale alla formula L analisi di un composto ha dato i seguenti risultati: punto1 Carbonio Idrogeno Ossigeno 40% 7% 53% Indici minimi: Carbonio Idrogeno Ossigeno Punto 2 Punto 3 40/12 = 3,3 7/1 = 7 53/16 = 3,3 3,3/3,3 = 1 7/3,3 = 2 3,3/3,3 = 1 Formula minima Punto 4 CH 2 O Peso molecolare formula minima e peso molecolare sperimentale Punto 5 P.M. CH 2 O = P.A.C + P.A.H +P.A.H + P.A.O = 12,00 u + 1,008 u + 1,008 u + 16,00 u = 30,016 u 30 u Peso molecolare sperimentale del composto P.M. sperimentale = 60 u Indici e scrittura della formula Punto 6 e 7 fattore per cui vanno moltiplicati gli indici minimi (60 u)/(30 u) = 2 Atomo Indice minimo Fattore Indice definitivo C x 1 = 2 H x 2 = 4 O x 1 = 2 Formula C 2 H 4 O 2

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