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Lezione n. 41 Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero di massa A (numero di neutroni e di protoni) e dal numero atomico Z (numero di protoni) NUCLIDI.

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Presentazione sul tema: "Lezione n. 41 Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero di massa A (numero di neutroni e di protoni) e dal numero atomico Z (numero di protoni) NUCLIDI."— Transcript della presentazione:

1 Lezione n. 41 Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero di massa A (numero di neutroni e di protoni) e dal numero atomico Z (numero di protoni) NUCLIDI N A Z

2 Lezione n. 42 Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni. Il numero Z caratterizza la specie atomica. Nuclidi con lo stesso Z ma differente A possono esistere e si chiamano isotopi NUCLIDI

3 Lezione n. 43 Isotopi 1 H H 3 H 1 La massa relativa dei nuclidi è oggi ottenuta con alta precisione con strumenti chiamati spettrometri di massa Esistono strumenti che consentono di misurare le masse di nuclidi con la precisione di 11 cifre significative. 28 Si = u

4 Lezione n. 44 Unità di Massa Atomica Una unità di massa atomica, 1u, si definisce esattamente uguale a 1/12 della massa dellatomo 12 C 1 u = (1) · g La massa dellatomo 12 C è esattamente 12 u. (u - uma - Da)

5 Lezione n. 45 Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di miscela isotopica naturale MISCELE ISOTOPICHE

6 Lezione n. 46 Le specie atomiche sono 114, di cui 90 naturali; di queste, 81 hanno almeno un nuclide stabile GLI ELEMENTI

7 Lezione n. 47 ELEMENTI

8 Lezione n. 48 La MOLE è lunità di misura della quantità di sostanza. Il suo simbolo è mol LA MOLE

9 Lezione n. 49 Mole e Numero di Avogadro N A Una mole è di sostanza è quella quantità di sostanza che contiene un numero N A di particelle N A N A è un numero che è chiamato Numero di Avogadro N A N A è il numero di atomi che stanno esattamente in 12 g di 12 C

10 Lezione n. 410 Mole e Numero di Avogadro N A (36) ·10 23 mol -1 N A = (36) ·10 23 mol -1 Una mole di 23 Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di 23 Na ed ha massa (in g) uguale al numero che esprime la massa relativa dellatomo 23 Na rispetto a quella di 12 C

11 Lezione n. 411 Mole e Numero di Avogadro N A (36) ·10 23 mol -1 N A = (36) ·10 23 mol -1 N A 1 mole di elettroni contiene N A elettroni N A 1 mole di Fe contiene N A atomi di ferro N A 1 mole di CH 4 contiene N A molecole di metano

12 Lezione n. 412 Mole e Massa Molare MASSA MOLARE E detta MASSA MOLARE di una sostanza la massa in grammi di una mole di quella sostanza. MASSA MOLARE La MASSA MOLARE è uguale alla massa atomica (o molecolare) di quella sostanza espressa in grammi ed ha le dimensioni di g·mol -1

13 Lezione n. 413 Massa Media e Massa Molare La massa media dellidrogeno è u e 1 u = (1) · g, allora la massa media di un atomo di H espressa in g è: · · g = · g La massa molare è la massa espressa in grammi di una mole di sostanza, allora per lidrogeno la massa molare è: · g · ·10 23 mol -1 = g mol -1

14 Lezione n. 414 Massa Media e Massa Molare Massa molare del fluoro (F) = massa di una mole di atomi di F = massa di N A atomi di F. La massa media di un atomo di F è u la massa molare di un atomo di F è gmol -1 La massa media di un atomo di Pb è u la massa molare di Pb è gmol -1

15 Lezione n. 415 Mole e Massa Molare La massa molare di: H 2 O è18,015 H 2 O è18,015 g·mol -1 Fe è 55,845 Fe è 55,845 g·mol -1 H 2 è 2,016 H 2 è 2,016 g·mol -1 H 2 O18,015 g Allora:1 mole di H 2 O pesa 18,015 g 1 mole di Fe pesa 55,845 1 mole di Fe pesa 55,845 g

16 Lezione n. 416 Mole e Massa Molare In generale: n moli di una sostanza pesano n volte la sua massa molare La massa molare di una sostanza è uguale numericamente alla somma delle masse atomiche delle specie che la compongono 18,015 g di H 2 O = 2 ·1, ·15,999

17 Lezione n. 417 Mole e Massa Molare

18 Lezione n. 418 Conversione Moli Grammi Moli Grammi Moltiplicare le moli per la massa molare · · mol · (g ·mol -1 ) = g Grammi Moli Dividere i grammi per la massa molare · · g · (mol ·g -1 ) = mol Esempi

19 Lezione n. 419 Esempio Conversione Moli Grammi Quanti grammi di CaCO 3 corrispondono a 2 moli di questo sale? 1) Peso formula di CaCO 3 : PF = u (Ca) u (C) + 3x u (O) u 2) Massa molare CaCO 3 = gmol -1

20 Lezione n. 420 Esempio Conversione Grammi Moli Quante moli N 2 O 5 corrispondono a g di questo gas? 1) Peso molecolare (PM) di N 2 O 5 : PM =2x u (N) + 5x u (O) u 2) Massa Molare N 2 O 5 = gmol -1 3)mol = g/MassaMolare = g/gmol -1 = 204.0g/108.0 gmol -1 =1.889 mol

21 Lezione n. 421 Calcoli Stechiometrici Quanti grammi di CuO possono essere ricavati da g di Cu? 1) PF CuO = u u = u 2) MM CuO = gmol -1 3) g/63.55 gmol -1 = 3.358·10 -3 mol di Cu 4) 3.358·10 -3 mol x gmol -1 = = ·10 -1 g CuO

22 Lezione n. 422 Calcoli Stechiometrici 2.04 g di C reagiscono con 5.44 g di O 2 per dare 7.48 g di un composto. Quanti atomi di C e di O sono presenti nella formula di questo composto? 1) 2.04 g/12.0 gmol -1 = 1.70 ·10 -1 mol C 2) 5.44 g/32.0 gmol -1 = 1.70 ·10 -1 mol O 2 3) 1.70 ·10 -1 mol x 2 = 3.40 ·10 -1 mol O 4) 1.70/3.40 = 1/2 5) CO 2

23 Lezione n. 423 Calcoli Stechiometrici Formula minima (empirica) e formula molecolare formula minima La formula minima di un composto fornisce il tipo di atomi ed i rapporti stechiometrici con i quali questi partecipano al composto formula molecolare La formula molecolare di un composto, dà la composizione della molecola del composto

24 Lezione n. 424 Calcoli Stechiometrici Analisi elementare Dall analisi elementare è possibile ricavare solo la formula minima di un composto. Per conoscere la sua formula molecolare dobbiamo avere informazioni sulla massa molecolare (peso molecolare)

25 Lezione n. 425 Calcoli Stechiometrici Formule e composizione elementare: C 9 H 8 O 4 1) PF = 9 x x x = u MM = gmol -1 2) 9 x gmol -1 = gmol -1 C 3) 8 x gmol -1 = gmol -1 H 4) 4 x gmol -1 = gmol -1 O 5) gmol -1 / gmol -1 = (60.0 %) C 8.06 gmol -1 / gmol -1 = (4.5 %) H gmol -1 / gmol -1 = (35.5 %) O

26 Lezione n. 426 Calcoli Stechiometrici Formule e composizione elementare Formule e composizione elementare: Qual è la formula empirica di un composto la cui analisi elementare risulta: % C, 5.19 % H, % N, % O? Con quante cifre significative si deve determinare la percentuale di C in un campione di un farmaco per distinguere aspirina (C 9 H 8 O 4 ) da cocaina (C 17 H 21 O 4 N ) ? La vitamina B 12 contiene il 4.34 % in Co. Sapendo che cè un solo atomo di Co per molecola di B 12, calcolare la massa molare della vitamina.

27 Lezione n. 427 Calcoli Stechiometrici Formule e composizione elementare Formule e composizione elementare: Qual è la formula molecolare di un composto la cui analisi elementare è: 5.93 % H e % O e la cui massa molare è gmol -1 ? Calcolare la percentuale in peso di CO 2 in H 2 CO 3

28 Lezione n. 428 Calcoli Stechiometrici Equazioni chimiche e loro uso Equazioni chimiche e loro uso: La decomposizione di perossido di idrogeno produce ossigeno e acqua: 2H 2 O 2 (aq) 2H 2 O (l) + O 2 (g) Calcolare quanto O 2 è prodotto da 1 kg di H 2 O 2 Quanti g di O 2 sono necessari per bruciare 100 g di glucosio (C 6 H 12 O 6 )?

29 Lezione n. 429 Calcoli Stechiometrici Equazioni chimiche Equazioni chimiche : bilanciamento Bilanciare unequazione chimica significa porre opportuni coefficienti ai reagenti ed ai prodotti in modo che il numero di moli totali (e quindi la massa) di ciascun elemento che entra nei composti partecipanti alla reazione deve essere lo stesso fra i reagenti e fra i prodotti. E una conseguenza della legge della conservazione della massa.

30 Lezione n. 430 Calcoli Stechiometrici Equazioni chimiche e loro uso Equazioni chimiche e loro uso: reagente limite Se uno dei reagenti è presente in quantità molare inferiore a quella richiesta dalla stechiometria della reazione, la resa della reazione è limitata da questo. Es.: C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) C 2 H 6 O (g) Qual è la massima quantità di etanolo che può essere prodotta da 1 kg di etilene e 1 kg di vapor dacqua?

31 Lezione n. 431 Calcoli Stechiometrici Equazioni chimiche e loro uso Equazioni chimiche e loro uso: Resa teorica, resa sperimentale e resa percentuale. Resa teorica = resa stechiometrica Resa sperimentale = quanto ottenuto in pratica dalla reazione Resa percentuale = resa sperimentale/ resa teorica

32 Lezione n. 432 Calcoli Stechiometrici Equazioni chimiche e loro uso Equazioni chimiche e loro uso: Resa teorica, resa sperimentale e resa percentuale. NH 4 NO 3 è sintetizzato da NH 3 e HNO 3. 17·10 3 kg di NH 3 producono 63 ·10 3 kg di nitrato, qual è la resa percentuale? Reagente in eccesso = quello presente in eccesso rispetto al reagente limite.


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