Precorsi Test AMMISSIONE Medicina e Chirurgia - Professioni Sanitarie Università degli Studi di Perugia. Massa atomica MOLE. a.a.

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1 Precorsi Test AMMISSIONE Medicina e Chirurgia - Professioni Sanitarie Università degli Studi di Perugia Massa atomica MOLE a.a

2 MATERIA costituita da ATOMI Miscele OMOGENEE o soluzioni Hanno la stessa composizione Miscele ETEROGENEE Hanno diversa composizione nelle varie parti SEPARAZIONE componenti miscele Miscele omogenee ed eterogenee Metodi fisici (filtrazione, distillazione,cromatografia, centrifugazione, estrazione con solventi) COMPOSTI COMPOSTI Metodi chimici (elettrolisi) SOSTANZE elementari

3 Sostanza elementare o ELEMENTO Sostanza costituita da atomi aventi tutti lo stesso numero atomico (numero di protoni presenti nel nucleo) Ogni elemento è definito da un NOME e da un SIMBOLO Chimico (internazionale). Numero atomico (Z): numero dei PROTONI (= al numero degli elettroni essendo l atomo una particella neutra) Numero di massa (A): PROTONI (Z) + NEUTRONI numero totale di nucleoni presenti nel nucleo A Z X

4 COMPOSTO Sostanza a composizione costante costituita da uno o più elementi (es. H 2 O, H:11,9% O:88,81%) MOLECOLA La più piccola quantità di un composto di cui mantiene le caratteristiche chimiche e fisiche FORMULA Una formula chimica rappresenta in modo conciso la composizione qualitativa e quantitativa di un composto

5 FORMULE FORMULA MINIMA (o empirica o bruta) -tipo di elementi presenti -rapporto numerico minimo intero fra i diversi atomi -attribuibile a tutte le sostanze -l unica per i composti ionici -si ottiene dall analisi elementare di un composto FORMULA MOLECOLARE -esatto numero di atomi di ciascuna specie elementare -può coincidere con la formula minima oppure è un multiplo intero -si ottiene dalla formula minima nota la massa molecolare FORMULA di STRUTTURA -è la più informativa -descrive come i vari atomi sono legati e disposti nello spazio

6

7 Le proprietà chimico-fisiche delle sostanze elementari e dei composti dipendono: 1) TIPO di LEGAME (C diamante, C grafite) 2) NATURA ELEMENTI (NaCl, KCl) 3) Modo in cui gli atomi sono legati reciprocamente CH 3 CH 2 OH CH 3 OCH 3

8 Dalla COMPOSIZIONE alla STRUTTURA della MATERIA Protone Massa 1,673 x g Carica +1,602 x coulomb nucleo (10-14 m) quark (<10-18 m) Neutrone Massa 1,675 x g u p d u u n d d elettrone (<10-18 m) Elettrone Massa 9,110 x g Carica -1,602 x coulomb protone neutrone (10-15 m)

9 STRUTTURA atomica-le particelle fondamentali Particella Massa Carica simbolo S.I. (g) u.m.a S.I. (C) u.c.atom. e - p + n 9,109 x ,486 x ,602 x ,673 x , ,602 x ,675 x , unità di carica atomica = carica dell elettrone = 1,602 x C massa PROTONE = 1836 volte massa ELETTRONE Nel NUCLEO è concentrata la maggior parte della MASSA dell atomo

10 56 Fe Fe 91,72% Fe è stabile con 30 neutroni 57 Fe 2,2% Fe è stabile con 31 neutroni 58 Fe 0,28% Fe è stabile con 32 neutroni 26 Protoni 30 neutroni 26 elettroni (26 ۰ 1, ۰ ) + (30 ۰ 1, ۰ ) + (26 ۰ 9, ۰ ) Massa calcolata (sommando le masse dei componenti) = 9, ۰ g Massa sperimentale = ۰ g DM = 8,7754 ۰ g

11 Difetto di Massa Quando più nucleoni si uniscono per formare un nucleo si ha una diminuzione della massa. Se una parte di materia «sparisce»,per la legge formulata dal tedesco A. Einstein E = mc 2 (c è la velocità della luce nel vuoto) significa che «scompare» una corrispondente quantità di energia. Un nucleo quindi è più leggero dei suoi costituenti isolati ed ha un contenuto energetico inferiore a quello della somma dei contenuti energetici dei suoi costituenti isolati. Questo minore contenuto energetico rende il nucleo più stabile dei suoi componenti isolati. Questa piccola diminuzione di massa, moltiplicata per l altissimo valore della velocità della luce ci può dare una idea di quanta energia si può liberare dalla trasformazione della materia in energia. E=mc 2 =8,7754 ۰ Kg x (3x10 8 ) 2 7,8979 ۰ J Dato che 1J=6,24x10 12 MeV otteniamo 49,23MeV Energia che tiene legati 2 atomi di H in H 2 4,7eV Il difetto di massa DM dà una misura della energia nucleare

12 U.M.A. e le masse ATOMICHE L unità di massa atomica (u.m.a. o Dalton) viene definita come 1/12 della massa del 12 C Il peso atomico (massa atomica relativa) di un atomo viene definito come: massa atomo considerato (g) unità di massa atomica (g) Per questo i pesi atomici,essendo calcolati come rapporti tra masse, sono grandezze ADIMENSIONALI ma nella pratica comune viene espressa in u (uma) Considerando che la massa di un atomo di 12 C corrisponde a 19,92 x grammi : u.m.a. = 19,92 x = 1,66 x g 12

13 PESO ATOMICO Na = sodio peso atomico = 22,98977 La massa di un atomo di sodio corrisponde a 22,98977 la massa campione (u.m.a.). Il Na è presente in natura sotto forma di un singolo nuclide. In generale gli elementi si presentano costituiti da MISCELE di isotopi. Quindi nel calcolo del peso atomico naturale di un elemento si deve tenere conto sia della massa dei singoli isotopi sia della loro abbondanza relativa (media ponderata). 12 C 6 98,89 % P.A.= C 6 1,11 % P.A.= 13,0034 P.A. c = 12 x 98, ,0034 x 1, = 12,0111

14 NUCLIDI e ISOTOPI Gli elementi in natura sono costituiti da una miscela di isotopi con composizione costante

15 PESO ATOMICO - Osservazioni massa in u.m.a. Miscela naturale massa in u.m.a. e 5,485x10-4 C 12,0111 n 1,0086 O 15, H 1,0078 F 18, H 2,0141 Cl 35,453 4 He 4,0026 Br 79, C 12,0000 U 238,03 19 F 18,9984 Md [258]* Per il 12 C il valore è esatto (scelto come base per definire l unità di misura) massa C nella miscela naturale massa 12 C (esistono altri isotopi che contribuiscono alla massa della mix naturale) - per il fluoro F invece la massa è identica: esiste un solo isotopo naturale del fluoro - le differenze di massa: per es. 2 H < 1 H + n; la differenza di massa Dm è dovuta al DE per la formazione del nucleo, secondo la relazione E = mc 2 - il valore per l'elettrone è molto basso:il contributo degli elettroni alla massa totale di un atomo è assolutamente trascurabile - per l'uranio U, sembra che esso sia presente quasi solo come 238 U, anche se in miscela sono presenti altri suoi isotopi - il Md (Mendelevio) non si tratta di un elemento naturale bensì artificiale e radioattivo; avendo vita breve e prodotto in quantità piccolissime, è spesso difficile determinarne le caratteristiche con precisione.

16 PESO MOLECOLARE Per MOLECOLE (aggregati poliatomici): La massa è data dalla SOMMA delle masse atomiche relative degli atomi presenti nella molecola C 2 H 6 O = ETANOLO = 2 x P.A. C + 6 x P.A. H + P.A. O P.M. C 2 H 6 O = 2 x 12, x 1, ,999 = 46,068

17 PESO FORMULA Nei composti ionici la formula non descrive una struttura molecolare In NaCl il rapporto è 1:1 in CaF 2 1:2 In questi casi è più corretto parlare di peso formula che si esprime anch esso in uma Per il calcolo fa anche qui la somma delle masse di tutti gli atomi che compongono la formula del composto Na 3 PO4 3 Na 3x23= 69 1P 1x31= 31 4O 4x16=64 Peso formula=164

18 MOLE Le reazioni chimiche osservabili sperimentalmente coinvolgono un numero enorme di atomi, molecole o ioni E conveniente definire una nuova grandezza che rappresenta un NUMERO GRANDE E FISSO di PARTICELLE e comparabile alle quantità utilizzate in un esperimento reale. Mole (mol) Quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, molecole o ioni) quanti sono gli ATOMI di 12 C contenuti in 12 g esatti di 12 C. Numero di Avogadro N A = 6,022 x 10 23

19 MOLE n o ATOMI 12 C in 1 mole = massa di 1 mole 12 C massa di 1 ATOMO 12 C n o ATOMI 12 C in 1 mole = 12,000 g mol x 1.66 x g u.m.a. n o ATOMI 12 C in 1 mole = 6,022 x mol -1

20 MOLE Una MOLE rappresenta quindi la quantità di un elemento (o composto) il cui peso, espresso in g, è pari al peso ATOMICO (o MOLECOLARE) Una mole di qualsiasi sostanza contiene 6,022 x unità elementari di quella sostanza. Una mole di 12 C (P.A. 12) pesa 12 g e contiene 6,022 x atomi di carbonio Una mole di H 2 O (P.M. 18) pesa 18 g e contiene 6,022 x molecole d H 2 O Una mole di MgCl 2 (P.F. 95) pesa 95 g e contiene 6,022 x formule minime di cloruro di magnesio 12 C P.A.= 12 g/mol H 2 O P.M.= 18 g/mol MgCl 2 P.F.= 95 g/mol

21 MOLE Ogni qualvolta si consideri una quantità di un elemento la cui massa in grammi corrisponde numericamente al P.A. dell elemento si ha un numero di ATOMI pari a x 10 23, cioè una mole di atomi (un grammoatomo). Esempio: il P.A. del Neon è 20,183 g/mol 20,183 g di Neon contengono quindi x atomi di Neon (1 mole) 50,4575 g di Neon contengono 50,4575/20,183 = 2,5 moli 4,0366 g di Neon contengono 4,0366/20,183 = 0,2 moli di Neon (200 mmoli) 10 mg di Neon contengono 0,01/20,183 = 4,95 x 10-4 moli di Neon (495 μmoli)

22 P.A. Ba = 137,34 g/mol ; P.A. Mg = 24,312 g/mol ; P.A. Na = 22,99 g/mol In 1 mg di Bario sono contenute 1 x 10-3 g/137,34 g mol -1 = mol= 7,28 mmoli del metallo In 1mg di Magnesio sono contenute 1 x 10-3 / 24,312 = 41,13 mmoli del metallo In 1mg di Sodio sono contenute 1 x 10-3 / 22,99 = 43,49 mmoli del metallo Una quantità di 25 mmoli di Bario ha una massa di 0,025 x 137,34 = 3,433 g Per molecole: Noto il peso molecolare (P.M.) di un composto qualsiasi, una quantità in grammi di quel composto numericamente uguale al P.M. contiene x MOLECOLE, cioè una mole di molecole ( una grammomolecola) PM glucosio = 180 g/mol ; PM saccarosio = 342 g/mol ; PM urea = 60 g/mol In 5 mg di glucosio sono contenute 5 x 10-3 / 180 = 27,78 mmoli dello zucchero In 1 mg di saccarosio sono contenute 1 x 10-3 / 342 = 2,92 mmoli dello zucchero In 30 g di urea sono contenute 30 / 60 = 0,5 moli Una quantità di 75 mmoli di saccarosio ha una massa di 0,075 x 342 = 25,65 g

23 Calcolo del numero di MOLI E possibile calcolare a quante moli corrisponde una data massa di sostanza (in GRAMMI) e viceversa. numero di moli (n) = massa data di sostanza (g) massa di 1 mole di tale sostanza (g/mol) A quante moli corrispondono 90 g d H 2 O? n = m (g) P.M. (g/mol) = 90 g 18 g/mol = 5 mol

24 c.n. 0 o C 1 atm

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