Elementi e composti Pesi atomici e pesi molecolari Mole e massa molare

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1 Elementi e composti Pesi atomici e pesi molecolari Mole e massa molare 2 a lezione 17 ottobre 2016

2 Elementi ed atomi Una sostanza viene definita «elemento» quando non è scomponibile in altre sostanze Un elemento è costituito da componenti fondamentali chiamati «atomi», a loro volta costituti da protoni (p), neutroni (n) ed elettroni (e - ). Protoni e neutroni costituiscono il nucleo dell atomo, mentre gli elettroni ruotano attorno al nucleo. La massa del neutrone e del protone è simile (~1.67x10-27 kg). La massa dell elettrone è 9,11x10-31 kg. la massa di un atomo è praticamente uguale a quella del suo nucleo

3 Elementi ed atomi Il protone ha carica positiva, l elettrone ha carica negativa. In un atomo il numero di elettroni equivale il numero di protoni: questo valore è definito numero atomico, Z. Un atomo è elettricamente neutro Il numero totale di nucleoni (protoni + neutroni) è definito numero di massa, A: Atomi con stesso numero atomico e diverso numero di massa sono definiti isotopi di un elemento.

4 Elementi ed atomi In seguito a reazione chimica gli atomi possono perdere o acquistare elettroni, quindi acquistare carica positiva o carica negativa. Le specie chimiche dotate di carica elettrica sono dette ioni. Se hanno carica positiva sono dette cationi Se hanno carica negativa sono dette anioni Na Na + + e - Br + e - Br - atomo di sodio catione elettrone atomo di bromo elettrone anione

5 Composti chimici Una sostanza viene definita «composto chimico» quando è costituita dalla combinazione di numeri discreti e ben definiti di atomi di più elementi, nei quali può essere anche scomposta. Le sostanze possono essere «molecolari» o «non molecolari» Le sostanze molecolari sono costituite da molecole Le molecole sono gruppi discreti di atomi legati tra loro da legami covalenti. Una molecola è la più piccola parte in cui può essere suddivisa una sostanza senza che ne varino le proprietà chimiche Le sostanze non molecolari sono costituite da composti ionici (cationi ed anioni tenuti insieme da legami ionici) o da uno smisurato aggruppamento di atomi (ad esempio ferro e rame uniti da legami metallici; gli atomi di carbonio nella grafite e nel diamante, uniti da legami covalenti)

6 Simboli e formule chimiche Le formule chimiche di elementi e composti sono scritte usando simboli chimici. Il simbolo chimico di un elemento è costituito da una o due lettere dell alfabeto (la prima maiuscola, la seconda minuscola) derivate dal nome storico dell elemento. H idrogeno, N azoto Hg mercurio, Na sodio Per specificare l isotopo di un elemento si pone prima del simbolo dell elemento, in alto a sinistra, il numero di massa dell isotopo (A). In basso a sinistra si può indicare il numero atomico (Z).

7 Simboli e formule chimiche degli elementi La formula chimica dei gas nobili si scrive indicando il simbolo chimico dell elemento He (elio), Ar (argon), Xe (xenon) La formula chimica degli elementi metallici e non molecolari si scrive indicando il simbolo chimico dell elemento Cu (rame), ma non Cu 2, Cu 3 ; Fe (ferro), ma non Fe 2, Fe 3 Per tutti gli altri elementi si parla di formula empirica o minima quando si indica solo il simbolo chimico privo di pedice e di formula chimica o molecolare quando appare il pedice Ossigeno: O 2 (formula chimica) e O (formula empirica)

8 Simboli e formule chimiche dei composti La formula empirica mette in sequenza i simboli degli elementi combinati nella sostanza con al loro piede i più piccoli numeri interi che indichino il numero di atomi che danno l esatta composizione atomica della sostanza Ad esempio: il benzene è composto da idrogeno e carbonio, presenti nel rapporto 1:1: la sua formula empirica è CH Ad esempio: il solfato di calcio è composto da calcio, zolfo e ossigeno nei rapporti atomici 1:1:4, la sua formula empirica è CaSO 4

9 Simboli e formule chimiche dei composti La formula molecolare viene costruita ponendo in sequenza i simboli degli elementi combinati nella sostanza, con al loro piede il numero che indica quanti atomi di quell elemento sono contenuti in una molecola. Ad esempio: la formula molecolare del benzene è C 6 H 6 perché una molecola di benzene contiene 6 atomi di carbonio e 6 atomi di idrogeno.

10 Simboli e formule chimiche dei composti Nota: in molti casi formula empirica e formula molecolare coincidono Ad esempio: La formula empirica e la formula molecolare del diossido di carbonio è CO 2 Ad esempio: Acido cloridrico HCl Ad esempio: cloroformio, CHCl 3

11 Simboli e formule chimiche dei composti La formula di struttura indica la posizione spaziale degli atomi contenuti in un composto. Composti con la medesima formula chimica ma diversa formula di struttura sono detti isomeri Ad esempio: acido acetico (CH 3 COOH) e formiato di metile HCOOCH 3 ) hanno la stessa formula bruta, C 2 H 4 O 2, ma diversa formula di struttura *****

12 Esercizio. Il cloro ha due isotopi stabili contenenti rispettivamente 18 e 20 neutroni. Utilizzando la tavola periodica degli elementi, scrivere i simboli dei due isotopi. RISPOSTA A = numero di massa = n protoni + n neutroni Z = numero atomico = n protoni = 17 (dalla tavola periodica) Isotopo con 18 neutroni: A = Z + 18 = = Cl Isotopo con 20 neutroni: A = Z + 20 = = Cl

13 Esercizio. Stabilire: a) quanti protoni, neutroni ed elettroni ha l isotopo con A = 127 e Z = 53 b) verificare a quale elemento appartiene. RISPOSTA a) A = n neutroni + n protoni Z = n protoni n protoni = 53 n neutroni = = 74 n elettroni = n protoni = 53 b) Dalla tavola periodica degli elementi l elemento che ha numero atomico 53 è lo iodio *****

14 Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM) La massa di atomi e molecole è espressa con l unità di massa atomica, u L unità di massa atomica corrisponde alla dodicesima parte della massa di un atomo dell isotopo 12 C del carbonio. Questa massa corrisponde a 1, kg Questa unità è anche chiamata dalton, Da

15 Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM) Il peso atomico relativo di un atomo X è definito: PA X = ma X = 1 12 ma 12 C ma X (kg) 1, kg Il peso atomico relativo è una grandezza adimensionale, essendo un rapporto tra masse

16 Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM) Per passare dal peso atomico PA X alla massa espressa in chilogrammi ma X occorre moltiplicare il primo per l unità di misura della massa atomica ma X = PA X u = PA X 1, kg

17 Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM) Il peso molecolare (PM) è dato dalla somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che compaiono nella formula assegnata alla sostanza Ad esempio per una sostanza A a B b C c PM Aa B b C c = a PA A + b PA B + c PA C

18 Esercizio. Il peso atomico dell oro è 196,967. Calcolare a) la massa in chilogrammi di un atomo di oro b) quanti atomi sono contenuti in 196,967 g di oro. RISPOSTA a) La massa di un atomo di oro: m Au = PA Au x 1,66054 x kg = 196,967 x 1,66054x10-27 kg = 3,27072 x kg b) 3,27072 x kg, 1kg = 10 3 g -> 3,27072 x g per calcolare il numero di atomi in 196,967 g di oro basta dividere la massa data per la massa di un atomo. 196,967 g / (3,27072 x g) = 6,022 x atomi

19 Esercizio. Conoscendo i pesi atomici del carbonio e dell idrogeno calcolare a) il peso molecolare del benzene, C 6 H 6 e b) la massa in grammi di una molecola di benzene. RISPOSTA a) PM C6 H 6 = 6 x PA C + 6 x PA H = 6 x 12, x 1,008 = = 78,114 b) PM C6 H 6 x 1u in kg = 78,114 x 1,66054 x kg= = 1,2971 x kg = 1,2971 x x 10 3 g = = 1,2971 x g

20 Mole e massa molare La mole è la grandezza fondamentale della quantità di sostanza e corrisponde al numero di atomi contenuti in 0,012 kg dell isotopo 12 C. Questo numero di atomi è definito numero di Avogadro, N A N A = 6, x mol -1

21 Mole e massa molare Ai fini pratici, la massa di una mole di qualsiasi sostanza corrisponde numericamente al peso molecolare assegnato alla sostanza stessa, espresso in grammi Ad esempio: Una mole di idrogeno molecolare, H 2 (PM = 2,016) corrisponde a 2,016 g di questo gas. Una mole di ioni solfato SO 4 2- (PM = 96,06) corrisponde a 96,06 g di questo ione

22 Mole e massa molare La massa di una mole di sostanza, MM è detta massa molare ed è legata al peso molecolare dalla seguente relazione MM = PM g mol -1 Segue che la massa m espressa in grammi di una sostanza è uguale al prodotto della sua massa molare, MM, per il numero di moli, n, in essa contenute

23 Mole e massa molare massa (g) = Numero di moli (mol) peso molecolare (g mol -1 ) m = n x PM n = m : PM PM = m : n

24 Esercizio. Trovare quante moli corrispondono a 23,52 g di carbonio, C. RISPOSTA: 1,958 mol

25 Esercizio. Calcolare quanti grammi di ferro, Fe, corrispondono a 3,20x10-2 mol. RISPOSTA: 1,79 g

26 Esercizio. Da misure di densità è stato trovato che 0,186 mol del gas nobile elio, He, pesano 0,7396 g. Calcolare il peso atomico dell elio. RISPOSTA: 3,98 g/mol

27 Esercizio. Calcolare: a) la massa molare del diossido di carbonio, CO 2 b) quante moli corrispondono a 10,00 g di quella sostanza. RISPOSTA a) MM CO2 = 12,011 g/mol + 15,999 g/mol = 44,009 g/mol b) n (mol) = massa (g) : MM CO2 = 10,00 g : 44,009 g/mol = 0,2272 mol

28 Esercizio. Trovare la massa di 3,20 x 10-2 mol di tetracloruro di carbonio, CCl 4. RISPOSTA MM CCl4 = 12,011 g/mol ,453 g/mol = 153,823 g/mol massa (g) = MM CCl4 (g/mol) n (mol) = = 153,823 g/mol 3, mol = 4,92 mol