MASSE ATOMICHE. Oggi è possibile misurare accuratamente le masse atomiche tramite uno strumento chiamato spettrometro di massa

Transcript

1 Stechiometria

2 MASSE ATOMICHE Dal 1969 si usa una scala basata sull'isotopo 12 C : a tale isotopo è stata arbitrariamente assegnata una massa di 12 unità di massa atomica. Una unità di massa atomica (a.m.u.)= un dodicesimo della massa dell'atomo di 12 C = 1, Kg Peso atomico= massa atomica media di un elemento allo stato naturale espresso in unità di massa atomica Oggi è possibile misurare accuratamente le masse atomiche tramite uno strumento chiamato spettrometro di massa

3 Light Light Heavy E = 1/2 x m x v 2 v = (2 x E/m) 1/2 F = q x v x B Heavy

4 Masse atomiche o Peso Atomico ed abbondanza isotopica La massa atomica media di un elemento note le abbondanze relative (=frazione del numero totale di atomi costituiti da un dato isotopo) degli isotopi costituenti sarà: Cloro: isotopo massa isotopo abbondanza relativa 34, , Cl Cl 36, , ,96885 uma x 0,75771 = 26,49625 uma + 36,96590 uma x 0,24229 = 8,95647 uma massa atomica media (PA) = 35,45272 uma La somma delle abbondanze relative di tutti gli isotopi di un dato elemento è uno.

5 Average atomic mass (6.941)

6 MASSA MOLECOLARE o PESO MOLECOLARE Il peso molecolare di una sostanza è la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi nella molecola della sostanza. H 2 O PA(H)=1,0 u.m.a. PA(O)=16,0 u.m.a. PM(H 2 O)=2 x 1,0 + 16,0 =18,0 u.m.a. Nel caso di composti ionici si parla di peso formula di quel composto riferendoci ad unità formula NaCl PA(Na)=22,99 u.m.a. PA(Cl)=35,45 u.m.a. PF(NaCl)=22, ,45 =58,44 u.m.a.

7 MOLE E MASSA MOLARE Una mole è definita come la quantità di una data sostanza che contiene tanti atomi, molecole, o unità formula, pari al numero di atomi presenti in 12 g di 12 C. Quante sono le unità elementari contenute in 12 g di 12 C??? Peso di un atomo di C : (6 x peso elettrone) + (6 x peso protone) + (6 x peso neutrone) = 1, g n atomi di 12 C presenti in 12 g = 12 = 6, ( NUMERO D AVOGADRO) 23 1,9910 Pertanto: 1 mole di sostanza = NUMERO DI AVOGADRO di unità

8 Una mole di particelle = un numero di Avogadro di particelle 1,0 mole di atomi di carbonio = 6, atomi di carbonio 1,0 mole di molecole di ossigeno = 6, molecole di ossigeno 1,0 mole di elettroni = 6, elettroni 10 23

9 La MASSA MOLARE diunasostanzaèla massadiunamole (g/mole). Per definizione il 12 C ha massa molare di 12 g. 1,0 mol di atomi di carbonio = 6, g atomi di carbonio di carbonio = = PA espresso in grammi Per tutte le sostanze la massa molare in grammi è uguale al peso atomico, molecolare o formula espresso in grammi. O 2 = 31,998 u.m.a 1,0 mol di molecole O 2 = 6, ,998 g = molecole O 2 di O 2

10 Calcoli di moli 1) grammi moli numero di moli (n) massa( g) massa molare (g/mol) A quante moli corrispondono 10,0 g di C 2 H 5 OH? PM(C 2 H 5 OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u.m.a. Massa molare = 46,1 g/mol n 10,0 g 46,1 g/mol 0,217 mol

11 2) Moli grammi Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI 2? 3) Numero di molecole per una data massa Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? 4) Quanti atomi di cloro sono contenuti in 100 g di AlCl 3?

12 Percentuali in peso dalla formula Per un atomo A in una data molecola massa di A massa % A 100 massa totale Esempi 1) Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH 2 O 2) Quanti grammi di carbonio ci sono in 83,5 g di CH 2 O? 3) Quali sono le percentuali in peso dei componenti nel NH 4 NO 3? 4) Un composto è costituito come segue: 17,5 % Na 39,7% Cr 42,8% O Quale è la sua formula minima?

13 REAZIONI CHIMICHE Equazioni chimiche Una equazione chimica è la rappresentazione simbolica di una reazione in termini di formule 2 Na + Cl 2 2 NaCl Reagente Prodotto Coefficiente stechiometrico In molti casi è utile indicare gli stati o le fasi delle sostanze ponendo appropriati simboli fra parentesi indicanti le fasi dopo le formule (g) = gas (l) = liquido (s) = solido (acq) = soluzione acquosa L'equazione precedente diventa così: 2Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s)

14 Se i reagenti sono stati riscaldati per iniziare una reazione si può indicare con il simbolo. Ad esempio: 2 NaNO 3 (s) 2NaNO 2 (s) + O 2 (g) Ci sono sostanze che agiscono come catalizzatori, sostanze che aumentano la velocità di reazione senza subire alcun cambiamento. In questo caso il catalizzatore si scrive sopra la freccia che indica la reazione Pt 2 H 2 O 2 (aq) 2H 2 O(l) + O 2 (g)

15 BILANCIAMENTO DI REAZIONI CHIMICHE Tutte le reazioni chimiche obbediscono nella realtà alla legge di Lavoisier (o legge della conservazione della massa). 2 NO + O 2 2 NO 2 2 atomi N 2 atomi N 4 atomi O 4 atomi O L'equazione chimica è bilanciata quando il totale degli atomi di ogni elemento è uguale in entrambi i membri dell'equazione..

16 Un equazione chimica va bilanciata scegliendo opportunamente i coefficienti stechiometrici C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O non bilanciata C 3 H O 2 3 CO H 2 O bilanciata I coefficienti possono essere moltiplicati per una costante qualsiasi, ma in genere sono scelti in modo da essere i più piccoli numeri interi

17 Stechiometria La stechiometria è il calcolo delle quantità dei reagenti e dei prodotti implicati in una reazione chimica. Essa si basa sull'equazione chimica e sulla relazione tra massa e moli. Esempio N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Tipici problemi della stechiometria sono: - Quanto idrogeno è necessario per produrre 100 Kg di NH 3? -Quanta NH 3 si ottiene da 100 Kg di N 2?

18 Per rispondere ai problemi precedenti è utile la seguente interpretazione della reazione N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 1 molecola N 2 3 molecole H 2 2 molecole NH 3 N A molecole N 2 3 N A molecole H 2 2 N A molecole NH 3 1 mole N 2 3 moli H 2 2 moli NH 3

19 Riepilogando: bisogna passare necessariamente attraverso le moli, perché convertire direttamente tra le masse non è possibile. n A A +... n B B+... grammi A PM A Moli n A n B A m oli B PM B

20 REAGENTE LIMITANTE Può capitare che i reagenti siano combinati in quantità diverse dalle proporzioni molari date dall'equazione chimica. In tal caso solo uno dei reagenti il reagente limitante o in difetto si consuma completamente mentre parte dell'altro reagente il reagente in eccesso rimaneinalterato. Esempio: assemblaggio fascicoli un fascicolo è costituito da: 5 fogli gialli 3 fogli azzurri 2 fogli rosa

21 Consideriamo la reazione 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g) Supponiamo di far reagire 1 mole di H 2 e 1 mole di O 2. Il rapporto stechiometrico fra i reagenti è : R = nh 2 /no 2 = 2/1. Il rapporto reale R = n H2/n O2 = 1/1 = 1 Poichè R<R ne segue che il numeratore è minore del valore teorico (ovvero il numeratore è maggiore del valore teorico) quindi H 2 è il reagente limitante o in difetto e l O 2 è il reagente in eccesso una volta prodotta una mole di H 2 O la reazione si ferma e rimane ossigeno in eccesso.

22 Esempio Data la reazione, Zn (s) + S (s) ZnS (s) Calcolare quanti grammi di solfuro di zinco (II) si ottengono facendo reagire 7,36 g di Zn con 6,45 g di S.

23 Problema: Determinare il numero di moli di O 2 (g) che si ottengono da 30 moli di KO 2 e 20 moli di H 2 O che reagiscono secondo la reazione 2 H 2 O(l) + 4 KO 2 (s) 3 O 2 (g) + 4 KOH(s)