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Misure e Moli. Pesi Atomici, Molecolari, Formula Il peso atomico, PA, è espresso in Unità di Massa Atomica (u, in passato u.m.a.). Cannizzaro, 1858 H.

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1 Misure e Moli

2 Pesi Atomici, Molecolari, Formula Il peso atomico, PA, è espresso in Unità di Massa Atomica (u, in passato u.m.a.). Cannizzaro, 1858 H = 1 u 1900 – 1961 O = 16 u 1961 Lunità di massa atomica venne definita come la dodicesima parte della massa dellisotopo naturale più leggero del carbonio. 1 u = x g I pesi atomici degli elementi sono definiti dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi, quindi in base alla loro composizione isotopica. ELEMENTO Peso Atomico, PA MOLECOLA Peso Molecolare, PM PM(H 2 O) = 2xPA(H)+1PA(O) COMPOSTO IONICO Peso Formula, PF PF(NaCl) = 1xPA(Na)+1xPA(Cl)

3 Pesi Atomici, Molecolari, Formula I pesi atomici degli elementi sono definiti dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi, quindi in base alla loro composizione isotopica. ESEMPIO massa = u, abbondanza = 75.77% massa = u, abbondanza = 24.23% Cl cloro

4 I Composti Molecolari: Nomenclatura Mono-1 Di- (bi-)2 Tri-3 Tetra-4 Penta-5 Esa-6 Si utilizzano i prefissi greci per denotare il numero di ciascun atomo. PCl 3 Tricloruro di Fosforo SF 6 Esafluoruro di Zolfo N 2 O Ossido di (bi-)azoto Utilizzo del nome volgare NH 3 Ammoniaca N 2 H 4 Idrazina PH 3 Fosfina Il nome dei composti tra idrogeno e i non metalli si declina come quello degli idruri metallici (vedi dopo) HCl Cloruro di Idrogeno (Idrogeno Cloruro) HCN Cianuro di Idrogeno (Idrogeno Cianuro)

5 I Composti Ionici: Nomenclatura 1.I cationi monoatomici sono indicati con il nome dellelemento, precisandone la carica con la notazione di Stock. Ag + ione argento (I) Fe 2+ ione ferro (II) Fe 3+ ione ferro (III) Notazione di Stock 2.Gli anioni monoatomici assumono la desinenza –uro, ad eccezione dellossigeno che si chiama oss –ido. S 2- ione solfuro Cl - ione cloruro O 2- ione ossido OH - ione idrossido Anione (oxoanioni) Acido progenitore (oxoacidi) nitr –itoHNO 2 acido nitr –oso nitr –atoHNO 3 acido nitr –ico ipo– clor –itoHClO ipo– clor –oso clor –itoHClO 2 clor –oso clor –atoHClO 3 clor –ico per– clor –atoHClO4 per– clor –ico bi– carbon –ato

6 Misure e Unità di Misura Sistema Internazionale di unità (SI) Grandezza fisicaUnità di misura Lunghezzametrom Massachilogrammokg Temposecondos Intensità di corrente elettricaampereA TemperaturakelvinK Intensità luminosacandelacd Quantità di materiamolemol Grandezza fisicaUnità di misura Areametro quadratom2m2 Volumemetro cubom3m3 Velocità metro per secondo ms -1 Densità chilogrammo per metro cubo kg m - 3 Potenziale elettricocoulomb, CA sA s Risultato della misura = numero x UNITÀ DI MISURA PrefissoNomeSignificato Ggiga Mmega kkilo ddeci ccenti PrefissoNomeSignificato mmilli micro nnano ppico

7 Misure e Unità di Misura Fattore di Conversione unità richieste unità date Fattore di Conversione = X X ESEMPIO 1 Convertire in metri quadrati (m 2 ) unarea di 256 cm 2. unità richieste unità date = ESEMPIO 2 Convertire una velocità di 1.5 kms -1 in kmh -1 unità richieste unità date =

8 LIncertezza delle Misure cifre significative. Le cifre riportate nella misura si intendono come cifre significative. Es.: In 1.2 cm 3 compaiono 2 cifre significative. Incertezza delle misure (lultima cifra è imprecisa entro ±0.5 di quella cifra stessa) cm 3 indica che il volume si colloca tra 1.15 e 1.25 cm 3. Significatività dello zero, Lsignificativo 3 cs mLsignificativo 4 cs kg = 2.5x10 -3 kgnon significativo 2 cs Come riportare le cifre significative: 1.I risultati delle misure sono sempre incerti, mentre quelli del computo sono sempre esatti. 2.Nelladdizione e sottrazione, il numero delle cifre decimali del risultato è identico a quello del dato con minor numero di cifre decimali. 3.Nella moltiplicazione e divisione, il numero di cifre significative del risultato è uguale al minimo numero di cifre significative che compare nei dati. 4.Arrotondamento: per eccesso se >5, per difetto se <5, cifra pari se =5.

9 La Mole Unità fondamentale del SI. Misura la Quantità di Materia Def. Una MOLE (1 mol) è il numero di atomi presenti in 12 g esatti di 12 C. m( 12 C) = x g (massa assoluta di 1 atomo di 12 C) 6.022x10 23, Numero di Avogadro, N A Def. Una MOLE (1 mol) di una sostanza qualsiasi è la quantità di materia che contiene SEMPRE un numero di Avogadro, N A, di particelle di quella sostanza (atomi, molecole, ioni). 12 g GRAFITE 12 g DIAMANTE

10 La Mole 2x 4x N A =6.022x10 23 x 1 mol C 3 H 8 (g) + 5 mol O 2 (g) 3 mol CO 2 (g) + 4 mol H 2 O (l) MICROSCOPICO 1 molecola MACROSCOPICO 1 mol di molecole 6.022x10 23 Una MOLE (1 mol) di una sostanza qualsiasi è la quantità di materia che contiene SEMPRE un numero di Avogadro, NA, di particelle di quella sostanza

11 La Mole PM(C 3 H 8 )=3xPA(C)+8PA(H) u Massa di 1 mol di C 3 H 8 =MM(C 3 H 8 )=Massa Molare=PM(C 3 H 8 )xN A xFC u x 6.022x10 23 x 1.661x g/u gmol -1 PM(C 3 H 8 ) = u MM(C 3 H 8 ) = gmol -1 MICROSCOPICO Peso Atomico/ Molecolare/ Formula (u) PESO DI UNA PARTICELLA MACROSCOPICO Massa Molare (gmol -1 ) PESO DI UNA MOLE DI PARTICELLE 6.022x10 23

12 La Mole 1 atomo H PA = u 1 mol di H MM = gmol x10 23 La Massa Molare di una mole di atomi è uguale al Peso Atomico espresso in grammi (g).

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14 La Mole La Massa Molare di una mole di molecole è uguale al Peso Molecolare espresso in grammi (g). 1 molecola H 2 PM = u 1 mol di H 2 MM = gmol x10 23

15 La Mole La Massa Molare di una mole di un composto ionico è uguale al Peso Formula espresso in grammi (g). 1 Unità Formula NaCl PF = u 1 Mole NaCl MM = gmol x10 23

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19 Dalle Definizioni ai Problemi Def. Una MOLE (1 mol) di una sostanza qualsiasi è la quantità di materia che contiene SEMPRE un numero di Avogadro, N A, di particelle di quella sostanza (atomi, molecole, ioni). Numero di Particelle = Numero di Moli x N A Esercizio. Un campione di vitamina C contiene 1.29x10 24 atomi di idrogeno (insieme con altri tipi di atomi). Si esprima tale numero come numero di moli di atomi di idrogeno. Strategia. Abbiamo il numero di atomi di H e conosciamo N A. Dalla formula, possiamo ricavare il dato che ci è richiesto, utilizzando la formula inversa: Numero di Moli

20 Dalle Definizioni ai Problemi Def. La MASSA MOLARE di una mole di atomi, molecole, composti ionici è uguale al PESO ATOMICO, MOLECOLARE, FORMULA, rispettivamente, espresso in grammi (g). Massa del Campione = Numero di Moli x Massa Molare, MM Esercizio. Calcolare il numero di moli di molecole OC(NH 2 ) 2 presenti in 2.3 kg del composto. Strategia. Abbiamo la massa del campione e, dalla formula chimica, ricaviamo la massa molare. Dalla formula, possiamo ricavare il dato che ci è richiesto, utilizzando la formula inversa: PM = PA(O) + PA(C) + 2xPA(N) + 4PA(H) = u MM = gmol -1 Numero di Moli

21 La Determinazione della Formula Chimica 1.FORMULA EMPIRICA: proporzione numerica tra gli atomi dei vari elementi. Si deduce dalla composizione percentuale in massa. Campione di 8.00 g Carbonio 3.27 g40.9% Idrogeno g4.58% Ossigeno 4.36 g54.5% massa percentuale C/H/O Ipotizziamo che il campione abbia massa totale di 100 g, da cui possiamo ottenere il Numero delle Moli, con la MM. Numero di Moli C/H/O Campione di 100 g Carbonio 40.9 g3.41 mol Idrogeno 4.58 g4.54 mol Ossigeno 54.5 g3.41 mol 2.FORMULA MOLECOLARE. Si ottiene conoscendo la massa molare del campione. Divido x 3.41 C 3.41 H 4.54 O 3.41 C 1 H 1.33 O 1 Moltiplico x 3 C3H4O3C3H4O3 Per questo campione, MM = gmol -1 MM(C 3 H 4 O 3 ) = 3 x ( gmol -1 ) + 4 x (1.008 gmol -1 ) + 3 x (16.00 gmol -1 ) = gmol -1 C6H8O6C6H8O6

22 Le Soluzioni Def. Una SOLUZIONE è una classe speciale di miscele omogenee costituita da un SOLUTO, ciò che è sciolto, e un SOLVENTE, ciò che scioglie. DETERMINAZIONE DELLA CONCENTRAZIONE 1.MOLARITÀ, M [molL -1 ] 2.MOLALITÀ, m [mol kg -1 ] 3.PERCENTUALE PESO/PESO, %(w/w) 4.PERCENTUALE VOLUME/VOLUME, %(v/v) 5.FRAZIONE MOLARE, X

23 Esercizi Esercizio. Calcolare MOLARITÀ e MOLALITÀ di una soluzione di H 2 SO 4 al 62% (w/w), sapendo che la densità, d = 1.52 gmL L = 1000 mL dalla densità, 1000 mL 1.52 gmL -1 = 1520 g dalla %(w/w) PM(H 2 SO 4 ) = 2xPA(H) + PA(S) + 4xPA(O) = u MM (H 2 SO 4 ) = gmol M mol kg -1

24 Esercizi Esercizio. Quanto H 2 SO 4 al 62%, M, e quanta H 2 O sono necessari per ottenere 1.5 L di soluzione 2.0 M? V in x M in = V fin x M fin Litri soluzione H 2 SO 4 iniziale Litri H 2 O


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