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Chimica generale con elementi di chimica inorganica Prof. Mario Piccioli Dipartimento di Chimica & Centro di Ricerca di Risonanze Magnetiche (CERM) Via.

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1 Chimica generale con elementi di chimica inorganica Prof. Mario Piccioli Dipartimento di Chimica & Centro di Ricerca di Risonanze Magnetiche (CERM) Via L. Sacconi Sesto Fiorentino TELEFONO: o

2 Testi consigliati Bertini, Luchinat, Mani CHIMICA, CEA Ambrosiana ISBN Bertini, Mani STECHIOMETRIA, CEA Ambrosiana ISBN

3 Riassumendo Miscele - composti - elementi Struttura dell’atomo - isotopi - ioni Molecole - formule molecolari Pesi- peso formula - peso atomico - peso molecolare Mole

4 La materia La materia e’ tutto cio’ che possiede massa ed occupa spazio

5 Le miscele la materia è costituita da miscele omogenee o eterogenee di sostanze pure o individui chimici Una miscela omogenea è un sistema monofasico La fase è una parte di un sistema fisicamente definita, ed è caratterizzata da proprietà chimiche e fisiche costanti al suo interno Esempi di miscela omogenea sono l’acqua di mare, l’aria.

6 Le sostanze La materia è costituita da sostanze Quando esse sono formate da atomi di una sola specie atomica si chiamano sostanze elementari Quando esse sono formate da atomi di specie diverse si chiamano sostanze composte o composti

7 La materia e la sua composizione

8 Miscele vs Composti o elementi Miscele Ferro Acqua potabile acciaio Composti o elementi Acqua Fe H2OH2O Carbonecarbonio Acqua marina

9 La Composizione dell’Atmosfera Componenti Principali, % in volume Azoto (N 2 ): 78,08% Ossigeno (O 2 ): 20,95% Argon (Ar): 0.93% Vapore acqueo (H 2 O): 0,33% Anidride carbonica (CO 2 ): 0,032% (320 ppm)

10 La Composizione dell’Atmosfera Componenti Secondari Neon (Ne): 0,00181% (18 ppm) Elio (He): 0,0005% (5 ppm) Metano (CH 4 ): 0,0002% (2 ppm) Idrogeno (H 2 ): 0,00005% (0,5 ppm) Kripton (Kr): 0,000011% (0,11 ppm) Xeno (Xe): 0,000008% (0,08 ppm) Ozono (O 3 ): 0,000004% (0,04 ppm) Sono anche presenti, in tracce, Ossidi di azoto (NO, NO 2, N 2 O), Monossido di carbonio (CO), Ammoniaca (NH 3 ), Biossido di zolfo (SO 2 ), Solfuro di idrogeno (H 2 S).

11 Miscele omogenee vs eterogenee Miscele omogenee Soluzioni gas Lega (acciaio-ottone) Miscele eterogenee Sospensione Fumo- nebbia schiuma-gel Materiali compositi rocce Benzina plastica

12 Composti Sono costituiti da atomi di specie diverse. Possono essere formati da: Molecole Concatenazioni di atomi Ioni acqua ferro sali diamante

13 Stechiometria dei composti Formula chimica: deve indicare come minimo quali sono gli elementi che costituiscono la sostanza e in quale rapporto gli atomi di questi elementi si trovano. H 2 OCO 2 O 2 CO NaCl H 2 SO 4 Formula minima o molecolare Esiste la formula dell’acciaio? e della benzina? dell’acqua minerale?

14 Miscele vs. Composti La composizione di un composto é costante ed invariabile La composizione di una miscela è variabile

15 Le molecole Le molecole sono aggregati discreti di atomi tenuti insieme da legami chimici

16 Elementi Il numero di composti e molecole presenti in natura é, virtualmente, infinito L’infinito numero di molecole presenti in natura deriva dalla combinazione, di un numero limitato di atomi. Le specie atomiche presenti in natura sono 90. Essi sono gli ELEMENTI

17 Atomi Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche dette elettroni, protoni e neutroni. Protoni e neutroni formano un minuscolo, denso corpo centrale detto nucleo dell’atomo. Gli elettroni si trovano distribuiti nello spazio intorno al nucleo.

18 Teoria atomica della materia La materia e’ costituita da atomi Gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento Gli atomi si combinano secondo rapporti definiti per formare composti La combinazione degli atomi in un composto puo’ cambiare solo quando avviene una reazione chimica Una reazione chimica cambia il rapporto con cui gli atomi si combinano, ma non altera la natura degli atomi

19 Particelle subatomiche Particella (simbolo) Carica assoluta Carica relativa Massa assoluta Massa relativa protone (p) x C x g elettrone (e) x C x g neutrone (n) x g

20 Struttura dell’atomo Gli atomi sono costituiti da un nucleo positivo e da elettroni negativi. Il nucleo ha un raggio di Å. Il raggio di un atomo è dell'ordine di 1 Å. Proporzione: 100m vs 1mm

21 Nuclidi Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero atomico Z (numero di protoni) e dal numero di massa A (numero di neutroni e di protoni). Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni. Il numero Z caratterizza la specie atomica. X A Z C 12 6 H 1 1 O 16 8

22 Isotopi C 12 6 C 14 6 Nuclidi con lo stesso Z ma differente A possono esistere e si chiamano isotopi. Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di miscela isotopica naturale. Le specie atomiche sono 106, di cui 90 naturali; di queste, 81 hanno almeno un nuclide stabile.

23 Isotopi naturali di alcuni elementi NuclideMassa relativa% di nuclidi 1H1H 1, ,985 2H2H 2, ,015 3 He 3, ~ He 4, ~ Li 6, ,42 7 Li 7, ,58 9 Be 9, ~ Be 10, tracce 10 B 10, ,6 11 B 11, ,4 11 C 11, tracce 12 C 12, 98,89 13 C 13, ,11 14 C 14, tracce

24 Tavola periodica

25 Ioni Un elemento e’ caratterizato dal suo numero atomico. Nell’atomo neutro il numero di elettroni e’ uguale a quello di protoni. Atomi che hanno ceduto o aquistato elettroni rispetto all’atomo neutro si dicono ioni: Catione + Anione -

26 Sostanze elementari Sono costituite da atomi della stessa specie (stesso numero atomico) Possono essere formate da: Singoli atomi Molecole = aggregati discreti di atomi Insieme continuo di atomi Es: H 2, N 2, Ar, He, Fe, P 4

27 molecola No molecola

28 Le formule delle sostanze Le sostanze elementari ed i composti sono rappresentati graficamente con simboli convenzionali: Le formule chimiche FORMULA MINIMA (stechiometrica o elementare): si ricava dall’analisi elementare della sostanza Es NaCl; H 8 O 4 N 2 S; SiO 2 FORMULA MOLECOLARE: Quanti atomi di ciascun elemento entrano a fare parte di una molecola dicomposto Es: O 2, H 2 O 2, C 6 H 6, P 4, H 2 O, CO 2 Alcune sostanze NON sono costituite da molecole discrete e pertanto esse sono identificate dalla sola formula minima: Es: NaCl, CaCl2, Fe, C, SiO 2 IMPORTANTE: riguarda la definizione di molecola

29 Le formule delle sostanze FORMULA IONICA: i composti possono essere costituiti da atomi o gruppi di atomi con una carica elettrica risultante. L’insieme di questi gruppi in un composto deve essere tale che la carica risultante totale sia nulla. E’ il caso dei composti salini H 8 O 4 N 2 S (NH 4 ) 2 SO 4 Quste due formule rappresentano la stessa sostanza. Solo una delle due è corretta Quale e perché?

30 Le formule delle sostanze FORMULA DI STRUTTURA: Rappresentazione schematica della disposizione nello spazio degli atomi in una molecola CO 2, CH 4, C 2 H 6 O, HNO 3 CH 3 CH 2 OH, H +, NO 3 -

31 Particelle subatomiche Particella (simbolo) Carica assoluta Carica relativa Massa assoluta Massa relativa protone (p) x C x g elettrone (e) x C x g neutrone (n) x g

32 Massa atomica relativa dei nuclidi La massa di un nuclide è troppo piccola rispetto all’unità di misura del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un nuclide di riferimento. Per convenzione la massa del nuclide 12 C è stata definita come esattamente = a 12. 1/12 della sua massa è l’unità di riferimento = u.m.a.

33 Le masse relative di n, e p e per i singoli nuclidi sono riferite a 1/12 della massa del 12 C. In questo modo, il protone, il neutrone hanno massa relativa vicina ad 1. La massa dei vari nuclidi è vicina al numero di massa A.

34 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12 C.

35 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12 C. Esercizio: Quale é il peso atomico dell’idrogeno?

36 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12 C. NuclideMassa relativa% di nuclidi 1H1H 1, ,985 2H2H 2, ,015 3 He 3, ~ He 4, ~ Li 6, ,42 7 Li 7, ,58 9 Be 9, ~ Be 10, tracce 10 B 10, ,6 11 B 11, ,4 11 C 11, tracce 12 C 12, 98,89 13 C 13, ,11 14 C 14, tracce

37 Isotopi Atomi diversi dello stesso elemento Stesso numero di protoni Diverso numero di neutroni Diverso numero di massaStesso numero atomico C 6 12 C 6 14 C 6 13 H 1 1 H 1 3 H 1 2 Cl Cl 17 37

38 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12 C. Il peso atomico dell'idrogeno è: 1, × 0, , × 0,0015 = 1, NuclideMassa relativa% di nuclidi 1H1H 1, ,985 2H2H 2, ,015 3 He 3, ~ He 4, ~ Li 6, ,42 7 Li 7, ,58 9 Be 9, ~ Be 10, tracce 10 B 10, ,6 11 B 11, ,4 11 C 11, tracce 12 C 12, 98,89 13 C 13, ,11 14 C 14, tracce

39 Peso atomico Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12 C. Il peso atomico del carbonio è: 12 × 0, × 0,0111 = 12,0111 Nuclide Massa relativa% di nuclidi 11 C 11, tracce 12 C 12, 98,89 13 C 13, ,11 14 C 14, tracce

40 Tavola periodica

41 somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una molecola di una sostanza elementare o di un composto 1.I 2 : 126.9x2= H 2 SO 4 : ( x 2) ( x 4) = Peso Molecolare

42 Quando una sostanza non è formata da molecole discrete ma da un insieme infinito di atomi o ioni 1.NaCl: = K 2 Cr 2 O 7 : (39.10 x 2) + ( x 2) + ( x 7) = Peso formula

43 Peso atomico, peso molecolare, peso formula sono in realtà delle masse

44 La mole Le grandezze fondamentali e le unita' di misura nel Sistema Internazionale (SI) Grandezza fondamentale Unita’Simbolo lunghezzametrom massakilogrammoKg temposecondos corrente elettricaampereA temperaturakelvinK intensita’ luminosacandelacd quantita’ di sostanzamolemol

45 La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero N di particelle che devono essere specificate. La mole N è il numero di nuclidi che stanno in esattamente 12 g di 12 C.

46 La massa in g di una mole di 12 C è per definizione 12 g. La mole N = 6, (36) ×10 23 Poiché N è un numero per mole, esso ha unità di misura mol -1 ed è chiamata costante di Avogadro. N = 6, (36) ×10 23 mol -1

47 Una mole di 23 Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di 23 Na La mole

48 Mole e massa molare Moli di sostanze diverse hanno peso diverso ! In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!

49 Mole e massa molare Una mole di sostanza diverse ha peso diverso ! In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi! Es: 2H 2 + O 2 2H 2 O

50 Massa molare Rapporto fra massa (in grammi) e quantità di sostanza (in moli), quindi ha come unità di misura g mol -1. Si indica con M

51 Stechiometria grammi di sostanza= massa molare X n.moli Massa molare= grammi/ n.moli n. moli= grammi/ massa molare g=g*mol -1 *mol g *mol -1 =g/mol mol =g/g*mol -1

52 Facciamo subito un po’ di esercizi grammi di sostanza= massa molare X n.molig=g*mol -1 *mol g= M x n

53 Facciamo subito un po’ di esercizi Quanto pesano 20 moli di acqua ? Quante moli di acqua ci sono in 1,00 dm3? Quante molecole ci sono in un bicchiere di acqua?


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