LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA

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1 LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA LEGGE DI LAVOISIER ( ) In ogni reazione la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti. Massa Totale R = Massa Totale P Esempio rame + zolfo solfuro di rame + zolfo non reagito 50 g 50 g 75 g 25 g 100 g (R) 100 g (P)

2 LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE PROUST ( ) In un dato composto gli elementi costituenti sono sempre presenti in rapporti ponderali costanti Esempio Ogni campione di acqua contiene 11.2% in peso di idrogeno e 88% in peso di ossigeno. Il rapporto di combinazione è di 1:8. Per qualunque rapporto ponderale diverso corrisponde un eccesso di uno dei due reagenti che non ha reagito. POSTULATI di Dalton ( ) propose un modello della teoria atomica basato sui seguenti postulati: 1. La materia è formata da atomi indivisibili 2. Gli atomi di elementi diversi hanno una massa diversa 3. Gli atomi si combinano tra loro secondo rapporti definiti e costanti espressi da numeri interi generalmente piccoli.

3 LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE DALTON ( ) Quando due elementi si combinano in rapporti ponderali diversi per dare diversi composti, le quantità in peso dell elemento che si combina con una quantità fissa dell altro stanno fra loro secondo numeri interi generalmente piccoli. Composti Illustrazione della legge di Dalton Elementi a) a) b) c) N 2 (g) O 2 (g) N 2 (g) O 2 (g) N 2 O NO N 2 O NO N 2 O a) grammi di N 2 ed O 2 nei vari composti; b) quantità fissa in grammi di N 2 ; c) quantità di O 2 che reagiscono con la quantità fissa di N 2 nei vari composti;

4 LEGGE DI GAY-LUSSAC ( ) Quando due gas, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, reagiscono tra loro per formare una serie di composti, i volumi di una specie che reagiscono con un volume fisso dell altra, stanno fra loro secondo numeri interi generalmente piccoli e se il prodotto della reazione è pur esso gassoso, anche il rapporto fra il suo volume e quello di ciascuna specie gassosa reagente è dato da numeri interi semplici. Così sperimentalmente si ha: ovvero: idrogeno + cloro acido cloridrico 1 volume 1 volume 2 volumi n atomi idrogeno + n atomi cloro 2 n atomi acido cloridrico secondo DALTON: n atomi idrogeno + n atomi cloro n atomi acido cloridrico Questa difficoltà fu superata da Avogadro.

5 PRINCIPIO DI AVOGADRO ( ) Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole Dato che volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole, il rapporto tra i pesi di due volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, è uguale al rapporto fra i pesi delle loro molecole ovvero fra i PESI MOLECOLARI. g g v vrif = PM PMrif

6 REGOLA DI CANNIZZARO( ) Poiché nella molecola di un dato composto un elemento può entrare solo con un numero ben definito di atomi, le quantità in peso di un elemento contenute in una quantità del composto pari al multipli interi di questo. Illustrazione della regola di Cannizzaro Composto Peso Composizione Massa di ciascun elemento Formula più molecolare centesimale contenuta in una massa pari probabile (%) al peso molecolare C H Cl C H Cl Metano CH 4 Etano C 2 H 6 benzene C 6 H 6 cloroformio CHCl 3 PESO ATOMICO: numero di volte che un atomo di un certo elemento pesa più della 12 ma parte dell isotopo 12 6C.

7 Il concetto di peso equivalente nasce prima di quello di peso atomico e si basa sull osservazione sperimentale di un chimico tedesco Richter. J. RICHTER ( ): Se due elementi reagiscono tra loro, le stesse quantità relative reagiranno con un terzo elemento PESO EQUIVALENTE: il peso equivalente di un elemento è quel peso in grammi che si combina con 1 g di idrogeno o con il peso equivalente di qualsiasi altro elemento che a sua volta si combina con 1 g di idrogeno. MOLE: è la quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni o molecole) quanti sono gli atomi contenuti in 12 grammi esatti di 12 6C. Tale numero è anche detto NUMERO DI AVOGADRO (N A ) e vale: entità/mol. La Costante di Avogadro consente di calcolare il numero di particelle contenute in un certo numero di moli, secondo la relazione: numero di particelle = numero di moli x NA

8 Analogamente a quanto visto in precedenza, la relazione può essere trasformata per calcolare il numero di moli corrispondenti ad un determinato numero di particelle. ESEMPIO Calcolare quante molecole sono presenti in: 0,50 moli di NaOH 5,00 g di NaOH Massa molecolare (NaOH) = 40,0 uma Massa molare (NaOH) = 40,0 g mol -1 1 mole di qualsiasi sostanza contiene 6, particelle; in 0,50 moli ce ne saranno: 0,50 x 6, = 3, Nel secondo caso, 5,00 g corrispondono ad un numero di moli pari a: 5,00 g / 40,0 g mol -1 = 0,125 mol Il numero di molecole si ottiene moltiplicando questo valore per NA: 0,125 x 6, = 7, La mole rappresenta pertanto il peso atomico o il peso molecolare espresso in grammi: massa ( g) mole = PM

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