Carica e massa di particelle atomiche Protone Elettrone Neutrone Carica (Coulomb) + 1,602. 10-19 - 1,602. 10-19 0 Carica relativa a 1,602. 10-19 + 1-1 0 Massa (Kg) 1,673. 10-27 9,109. 10-31 1,675.10-27 Massa relativa a 1,66. 10-27 1,008 0,000549 1,009
La massa La massa degli atomi (peso atomico PA) Massa atomica relativa all uma Calcolo della massa atomica come media pesata della composizione isotopica naturale La massa dei composti molecolari e ionici (peso molecolare PM/ peso formula PF) Somma dei pesi atomici
MASSE ATOMICHE La moderna scala di masse atomiche è basata sul più comune isotopo del carbonio 12 C. A questo isotopo è stata assegnata una massa di 12uma. 1 uma = 1/12 massa di un atomo di C 1 uma massa di un atomo di H Nella tavola periodica le masse atomiche sono riportate direttamente sotto il simbolo dell elemento
MASSE ATOMICHE E ABBONDANZA ISOTOPICA Le masse relative dei singoli atomi possono essere determinate usando uno spettrometro di massa L ampiezza della riflessione è inversamente proporzionale alla massa dello ione
La maggior parte degli elementi si trova in natura come miscela di due o più isotopi. È importante conoscere non solo le masse dei singoli isotopi, ma anche le loro percentuali in natura (abbondanze isotopiche). La massa atomica relativa tiene conto dell abbondanza naturale dei vari isotopi: massa atomica Cl = 34,97 uma x 75,53/100 + 36,97 uma x 24,47/100 = 35,46 uma
Massa ed abbondanza naturale degli isotopi dell H e del C Isotopo Massa (uma) Abbondanza naturale (%) 1 1 H 1,00783 99,985 2 1H 2,01410 0,0015 12 6C 12,00000 98,892 13 6C 13,00336 1,108
NUMERO DI AVOGADRO He H 4.003 uma 1.008 uma He 100 atomi di 100 atomi di H 400.3 uma 100.8uma n atomi di He in 400,3 uma = n atomi di H in 100,8
Un campione di He che pesa 4g contiene lo stesso numero di atomi di un campione di H che pesa 1g: n atomi di He in 4.003 g = n atomi di H in 1.008 g Se invece di 100 atomi prendiamo N A atomi troviamo che la massa in grammi di N A atomi di un elemento è proprio uguale alla massa atomica in uma N A (Numero di Avogadro) = 6.022 x 10 23
Il numero di Avogadro rappresenta il numero di atomi in un campione di un elemento con una massa in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica espressa in uma in 1.008 g di H 6.022 x 10 23 massa atomica = 1,008 uma atomi in 4.003 g di He 6.022 x 10 23 massa atomica = 4.003 uma atomi in 32.07 g di S 6.022 x 10 23 massa atomica = 32.07 uma
LA MOLE Così come 12 atomi di un elemento costituiscono una dozzina, 6.022 x 10 23 atomi di un elemento costituiscono una mole di quell elemento 1 mole di atomi di H = 6.022 x 10 23 atomi di H 1 mole di molecole di H 2 = 6.022 x 10 23 molecole di H 2 1 mole di molecole di H 2 O = 6.022 x 10 23 molecole di H 2 O 1 mole di elettroni = 6.022 x 10 23 elettroni
La massa molare, espressa in grammi per mole, è numericamente uguale alla somma delle masse, in uma, degli atomi nella formula. Formula Somma delle masse atomiche Massa molare O 16.00 uma 16.00 g/mol O 2 2(16 uma) = 32 uma 32.00 g/mol H 2 O 2(1.008 uma)+ 16.00 uma = 18.02 uma NaCl 22.99 uma + 35.45 uma = 58.44 uma 18.02 g/mol 58.44 g/mol
Conversione mole-grammi La massa in grammi, m, è uguale al peso molecolare, P.M. (in g/mol), moltiplicato n, il numero di moli: m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol) e n(mol) = m(g) P.M. (g/mol) P.M. (g/mol) = m (g) n (mol)
Esercizio Calcolare il numero di moli contenute in 13 g di caffeina, C 4 H 5 N 2 O. Il peso molecolare della caffeina è: P.M. =(4 x 12.011)+(5 x 1.008)+(2 x 14.007)+ 15.999 = 97.09 g/mol n(mol) = m(g) P.M. (g/mol) = 13 g 97.09 g/mol = 0.13 mol
Esercizio Calcolare la massa in grammi di 1.53 moli di CF 2 Cl 2, un clorofluorocarburo. Il peso molecolare di CF 2 Cl 2 è: P.M. =(12.011)+(2 x 18.998)+(2 x 35.453)= 120.92 g/mol m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol) 1.53 mol x 120.92 g/mol = 185.01 g
Composizione percentuale dalla formula La composizione percentuale di un composto è data dalla percentuale in massa degli elementi presenti. Es.: in un campione di 100 g di acqua ci sono 11.19 g di H e 88.81 g di O, le percentuali in massa dei due elementi sono: 11.19 g 100 g x 100 = 11.19 % H Composizione percentuale dell acqua 88.81 g 100 g x 100 = 88.81 % C
Esercizio Quali sono le percentuali in massa di calcio e cloro in CaCl 2? Una molecola di CaCl 2 contiene 1 atomo di Ca 2 atomi di Cl Una mole di CaCl 2 contiene 1 mole di Ca 1 mole di Cl massa di una mole di Ca = 1 mol x(40.08 g/mol) = 40.08 g massa di due moli di Cl = 2 mol x (35.45 g/mol) = 70.90 g massa molare di CaCl 2 110.98 g
% Ca = 40.08 g 110.98 g X 100 = 36.00 % % Cl = 70.90 g 110.98 g X 100 = 64.00 %
La formula minima dalle analisi chimiche La formula minima indica il rapporto minimo di numeri interi degli atomi presenti. Es.: benzene C 6 H 6 formula molecolare CH formula minima Per trovare la formula minima: dati di massa moli rapporto tra le moli Formula minima = rapporto tra gli atomi
Esercizio Determinare la formula minima del sodio tiosolfato che ha la composizione: 30.36 % O 29.08 % Na 40.56 % S In 100 g : 30.36 g O 29.08 g Na 40.56 g S 30.36 g n O = = 1.90 mol 15.999 g/mol
29.08 g n Na = = 1.26 mol 22.9898 g/mol 40.56 g n S = = 1.26 mol 32.066 g/mol Na 1.26 S 1.26 O 1.90 Rapporto tra le moli = rapporto tra gli atomi
Dividiamo per il numero più piccolo: 1.90 mol O = 1.5 1.26 mol Na 1.26 mol S = 1.0 1.26 mol Na NaSO 1.5 Na 2 S 2 O 3
Esercizio Determinare la formula minima e la formula molecolare di un composto che ha la composizione: 66.67 % C 7.41 % H 25.92 % N e peso molecolare uguale a 324 g/mol. In 100 g : 66.67 g C 7.41 g H 25.92 g N 66.67 g n C = = 5.55 mol 12.011 g/mol
7.41 g n H = = 7.35 mol 1.008 g/mol 25.92 g n N = = 1.85 mol 14.0067 g/mol C 5.56 H 7.35 N 1.85 Rapporto tra le moli = rapporto tra gli atomi
Dividiamo per il numero più piccolo: 5.56 mol C = 3 1.85 mol N 7.35 mol H = 4 1.85 mol N C 3 H 4 N Formula minima Il peso della formula minima è 54 g/mol; per determinare quante volte 54 entra nel peso molecolare: 324/54 = 6 C 18 H 24 N 6 Formula molecolare
Reazioni Chimiche
Reazioni Chimiche Le reazioni chimiche sono rappresentate da equazioni chimiche, che identificano i reagenti ed i prodotti: aa + bb cc + dd reagenti prodotti In un equazione chimica bilanciata lo stesso numero di atomi di un dato elelmento compare in entrambi i lati deve essere rispettata la legge di conservazione della massa.
1. Una reazione chimica è sempre una rappresentazione di qualcosa che avviene realmente. Quando i due elementi antimonio e iodio vengono riscaldati insieme si produce lo ioduro di antimonio (III): 2. Deve essere rispettata 2 Sb(s) + 3 I 2 (s) 2 SbI 3 (s) la legge di conservazione della massa. 3. Deve essere rispettata la legge di conservazione della carica, per le reazioni scritte in forma ionica.
Come bilanciare una reazione chimica 1. Scrivere la reazione in modo che i reagenti compaiano a sinistra e i prodotti a destra; 2. Cominciare a bilanciare gli elementi che compaiono in un unica specie su ogni lato dell equazione; 3. Bilanciate l ossigeno e l idrogeno, aggiungendo H 2 O se occorre; 4. Si preferisce l equazione bilanciata con i coefficienti stechiometrici rappresentati da numeri interi piccoli. Ricordate che le reazioni si bilanciano modificando i coefficienti davanti alle formule (coefficienti stechiometrici), mai cambiando i pedici delle formule!
Esercizio Bilanciamo la seguente equazione di reazione: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + H 2 O(g) 1. Cominciamo con il carbonio: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + H 2 O(g) 2. Anche l azoto è bilanciato: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + H 2 O(g)
3. Bilanciamo l ossigeno: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + 2H 2 O(g) 4. Bilanciamo l idrogeno: CH 4 (g) + NH 3 (g) + O 2 (g) HCN(g) + 3H 2 O(g) 5. L ossigeno non è più bilanciato! CH 4 (g) + NH 3 (g) + 3/2O 2 (g) HCN(g) + 3H 2 O(g) 6. Preferiamo numeri piccoli e interi 2CH 4 (g) + 2NH 3 (g) + 3O 2 (g) 2HCN(g) + 6H 2 O(g)
Le relazioni di massa delle equazioni di reazione Una reazione bilanciata permette di correlare tra loro le masse dei reagenti e dei prodotti: Es.: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) 1 molecola di N 2 reagisce con 3 molecole di H 2 per dare 2 molecole di NH 3 1 mole di N 2 reagisce con 3 moli di H 2 per dare 2 moli di NH 3
1 mole di N 2 pesa 14.01 g/mol x 2 mol = 28.02 g 3 moli di H 2 pesano 3(1.008g/mol x 2mol)=6.05 g 2 moli di NH 3 pesano 2[14.01g/mol+(1.008g/mol x3mol) =34.07 g N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Troviamo quindi che: 28.02 g di N 2 reagiscono con 6.05 g di H 2 per dare 34.07 g di NH 3
Esercizio Il diborano, B 2 H 6, può essere preparato con la seguente reazione da bilanciare: NaBH 4 (s) + BF 3 (g) B 2 H 6 (g) + NaBF 4 (s) 1. Bilanciamo la reazione: 3 NaBH 4 (s) + 4 BF 3 (g) 2 B 2 H 6 (g) + 3 NaBF 4 (s) 2. Quante moli di NaBH 4 reagiscono con 1.299 moli di BF 3? n NaBH4 n BF3 = 3 4 n NaBH4 = n BF3 4 x 3 = 0.9742mol
3 NaBH 4 (s) + 4 BF 3 (g) 2 B 2 H 6 (g) + 3 NaBF 4 (s) 3. Quante moli di B 2 H 6 si ottengono da 0.893 moli di NaBF 4? n B2H6 n NaBF4 = 2 3 n B2H6 = n NaBF4 3 x 2 = 0.595 mol 4. Se sono state ottenute 1.987 moli di B 2 H 6 quante moli di NaBF 4 sono state prodotte? n B2H6 n NaBF4 = 2 3 n NaBF4 = n B2H6 2 x 3 = 2.980 mol
3 NaBH 4 (s) + 4 BF 3 (g) 2 B 2 H 6 (g) + 3 NaBF 4 (s) 5. Quante moli di BF 3 sono necessarie per produrre 4.992 moli di NaBF 4? n BF3 n NaBF4 = 4 3 n BF3 = n NaBF4 3 x 4 = 6.656 mol
Esercizio Calcolare la quantità di acido nitrico che reagisce con 250 g di ossido ferrico e la quantità di nitrato ferrico che si forma. Fe 2 O 3 + 6 HNO 3 2 Fe(NO 3 ) 3 + 3 H 2 O 250 g di ossido ferrico corrispondono a: n Fe2O3 = 250g 159.7 g/mol = 1.565 mol P.M. (Fe 2 O 3 ) = 159.7 g/mol ; P.M. (HNO 3 ) = 63.02 g/mol ; P.M. (Fe(NO 3 ) 3 = 241.91 g/mol
Il numero di moli di HNO 3 che reagisce con 1.565 moli di Fe 2 O 3 è : 1.565 x 6 = 9.39 mol 9.39 mol x 63.02 g/mol = 592 g di HNO 3 e le moli di Fe(NO 3 ) 3 che si formano sono : 1.565 x 2 = 3.13 mol 3.13 mol x 241.91 g/mol = 757 g di HNO 3 P.M. (Fe 2 O 3 ) = 159.7 g/mol ; P.M. (HNO 3 ) = 63.02 g/mol ; P.M. (Fe(NO 3 ) 3 = 241.91 g/mol
Reagente limitante Generalmente, in laboratorio, i reagenti non vengono mescolati con il rapporto preciso richiesto dalla reazione. Si usa distinguere il reagente in eccesso e il reagente in difetto, il reagente limitante. La quantità di prodotto che si forma è determinata dalla quantità del reagente limitante.
Es.: Supponiamo di avere a disposizione 3.00 moli di Sb e 3.00 moli di I 2 per la reazione 2 Sb(s) + 3 I 2 (s) 2 SbI 3 (s) Individuare il reagente limitante. Secondo la reazione, 2.00 moli di Sb reagiscono con 3.00 moli di I 2 per dare 2.00 moli di SbI 3 I 2 è il reagente limitante Resta un eccesso di Sb di 1.00 mol (Sb che non ha reagito). Il numero di moli di Sb 2 O 3 che si forma è determinato dalla quantità di I 2!
Resa teorica e sperimentale Spesso accade che non tutto il reagente limitante viene utilizzato, la reazione porta solo parzialmente ai prodotti. La resa sperimentale è generalmente minore della resa teorica; espressa in termini percentuali è : resa percentuale = resa sperimentale resa teorica x 100
Esercizio Supponiamo di far reagire 1.20 moli di Sb con 2.40 moli di I 2 secondo la reazione: 2 Sb(s) + 3 I 2 (s) 2 SbI 3 (s) Individuate il reagente limitante e calcolate la resa teorica. Per far reagire 1.20 moli di Sb sono necessarie: 1.20 2 x 3 = 1.80 moli di I 2 Ci sono.
Per far reagire 2.40 moli di I 2 sono necessarie: 1.40 3 x 2 = 1.60 moli di I 2 Non ci sono. Sb è il reagente limitante Si producono 1.20 moli di SbI 3 (P.M. 502.5 g/mol) 1.20 x 502.5 g/mol = 723.6 g Resa teorica
Supponiamo che si producano invece 512 g di SbI 3 (resa sperimentale), quale sarà la resa percentuale? resa percentuale = resa sperimentale resa teorica x 100 resa percentuale = 512 g 723.6 g x 100 = 70.8 %