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La materia è qualsiasi cosa abbia una massa e occupi uno spazio. Esiste in tre stati: Solido Forma e volume determinati Gas Forma non rigida e volume.

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3 La materia è qualsiasi cosa abbia una massa e occupi uno spazio. Esiste in tre stati: Solido Forma e volume determinati Gas Forma non rigida e volume non determinato Liquido Volume determinato, forma non rigida

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7 Un elemento è un tipo di materia che non può essere suddiviso in altre sostanze pure. Viene identificato dal suo simbolo Sono conosciuti 113 elementi di cui 91 si trovano in natura.

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9 Un composto è una sostanza pura che è formata da più di un elemento. I composti hanno composizione fissa (percentuale in massa). L’acqua, H 2 O, è un composto di idrogeno, H, e ossigeno, O. L’acqua, H 2 O, contiene esattamente l’11,19% di idrogeno e l’88,81 % di ossigeno.

10 Le proprietà dei composti sono molto diverse da quelle degli elementi che li compongono.

11 Una miscela contiene due o più sostanze pure combinate in maniera tale che ciascuna sostanza mantenga la sua identità chimica. Miscela omogenea Miscele eterogenee

12 Una soluzione è una miscela omogenea. E’ costituita da un solvente (sostanza presente in quantità maggiore) e da uno o più soluti.

13 Metodi di separazione dei componenti di una miscela

14 Esercizio Note le quantità dei reagenti determinare la quantità di prodotto ottenibile Es: Calcolare quanti g di Al 2 (SO 4 ) 3 si ottengono da 300 g di Al(OH) 3 e 800 g di H 2 SO 4, secondo la reazione: 2 Al(OH) H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) H 2 O Le esercitazioni di laboratorio e gli esercizi implicano quasi sempre quantità misurate con valori numerici specifici

15 Le misure scientifiche vengono espresse nel sistema metrico E’ ancora accettato per il volume l’ uso dell’ unità di misura litro ( l ) che corrisponde a 1 dm 3.

16 Unità di misura e sistema metrico femto f atto a tera T 10 9 giga G m = 1 angstrom = 1Å

17 Strumenti e unità Il volume viene misurato in : centimetri cubici 1 cm 3 = (10 -2 m) 3 =10 -6 m 3 litri (L) 1L = m 3 = 10 3 cm 3 = 1 dm 3 millilitri (mL) 1mL = L = m 3 1 mL = 1 cm 3

18 Nel sistema metrico la massa viene espressa in : grammi 1 g = kg chilogrammi 1 Kg = 10 3 g Milligrammi 1mg= g

19 In chimica la più conveniente unità di misura della temperatura è il kelvin (K). La relazione tra temperatura in gradi Celsius e in gradi kelvin è: T k = t °C + 273,15 0 K = -273,15 °C 273,15 K = 0 °C Notate che il grado kelvin viene espresso in K senza simbolo del grado !!!!!

20 Conversione di unità di misura

21 Proprietà delle sostanze Proprietà intensive  indipendenti dalla quantità (es. colore) Proprietà estensive  dipendenti dalla quantità ( es. peso di…) Proprietà chimiche vengono osservate quando una sostanza è sottoposta ad una reazione chimica che la trasforma in una nuova sostanza. Proprietà fisiche sono ad esempio il punto di fusione e di ebollizione, proprietà che vengono osservate senza modificare l’identità chimica della sostanza.

22 La densità è una proprietà fisica ed è : massa m volume V ed è normalmente espressa in g/cm 3. densità =d = Mentre massa e volume sono proprietà estensive, il loro rapporto è intensivo.

23 Lo zucchero di canna è noto anche come saccarosio. E’ un solido bianco costituito da tre elementi: carbonio, idrogeno e ossigeno. A 20°C ha una densità di g/cm 3. Quanti grammi di zucchero ci sono in 155 mL di zucchero? d = m / V m = d V V = m / d m = g/mL 155 mL = 246 g

24 Il processo secondo il quale un soluto si scioglie in un dato solvente è pure un cambiamento fisico. La solubilità di un dato composto viene espressa in grammi di sostanza che si sciolgono in 100 grammi di solvente ad una certa temperatura. Le soluzioni possono essere : Soluzione satura Soluzione insatura

25 Colore e lunghezza d’onda

26 Peso Molecolare Moli

27 Nucleo, formato da protoni e neutroni Guscio di elettroni in movimento Atomo protonim p neutronim n elettroni m e elettroni m e nucleo

28 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

29 L’ampiezza della riflessione è inversamente proporzionale alla massa dello ione MASSE ATOMICHE E ABBONDANZA ISOTOPICA Le masse relative dei singoli atomi possono essere determinate usando uno spettrometro di massa

30 La maggior parte degli elementi si trova in natura come La massa atomica relativa tiene conto dell’abbondanza naturale dei vari isotopi: massa atomica Cl = 34,97 uma x 75,53/ ,97 uma x 24,47/100 = 35,46 uma 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).

31 Massa ed abbondanza naturale degli isotopi dell’H e del C Isotopo Massa (uma) Abbondanza naturale (%) 1, ,985 2, , , ,892 13, ,108

32 La massa atomica si riferisce al singolo atomo, o meglio al singolo isotopo di un elemento, quindi il carbonio 12 ha massa atomica diversa dal carbonio 13. Il peso atomico si riferisce alla media delle masse atomiche di tutti gli isotopi di un elemento, quindi il carbonio, fatta la media fra 12 C, 13 C, ecc.. ha peso atomico 12,0107 (senza unità di misura) (12,00000 x 98,892) + (13,00336 x 1.108) = 12,0107

33 Unità di massa atomica ( u.m.a.): 1/12 della massa di 12 C ( = 1,6606× kg) C z A ; C 6 12 il Nucleo contiene 6 protoni e 6 neutroni z A C Numero atomico Numero di massa Simbolo chimico del carbonio

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36 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 g di H6.022 x massa atomica = 1,008 uma atomi in g di He6.022 x massa atomica = uma atomi in g di S6.022 x massa atomica = uma

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42 180,1589 uma Qual è la massa molecolare del glucosio? Il glucosio è costituito da molecole di formula C 6 H 12 O 6. C massa atomica uma H uma O uma La massa molecolare di C 6 H 12 O 6 è : (6 x ) uma + (12 x ) uma + (6 x ) uma =

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47 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 )+(5 x 1.008)+(2 x ) = g/mol = P.M. (g/mol) n(mol) m(g) = g/mol 13 g = 0.13 mol

48 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 )+(2 x )= g/mol m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol) 1.53 mol x g/mol = g

49 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 g di H e g di O, le percentuali in massa dei due elementi sono: = % H 100 g g x 100 = % O 100 g g x 100 Composizione percentuale dell’acqua


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