Forma e volume determinati Gas 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

Viene identificato dal suo simbolo 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.

L’acqua, H2O, è un composto di idrogeno, H, e ossigeno, O. Un composto è una sostanza pura che è formata da più di un elemento. I composti hanno composizione fissa (percentuale in massa). L’acqua, H2O, è un composto di idrogeno, H, e ossigeno, O. L’acqua, H2O, contiene esattamente l’11,19% di idrogeno e l’88,81 % di ossigeno.

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

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

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

Metodi di separazione dei componenti di una miscela

Esercizio Note le quantità dei reagenti determinare la quantità di prodotto ottenibile Es: Calcolare quanti g di Al2(SO4)3 si ottengono da 300 g di Al(OH)3 e 800 g di H2SO4 , secondo la reazione: 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O Le esercitazioni di laboratorio e gli esercizi implicano quasi sempre quantità misurate con valori numerici specifici

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 dm3 .

Unità di misura e sistema metrico 1012 tera T 109 giga G 10-15 femto f 10-18 atto a 10-10 m = 1 angstrom = 1Å

Strumenti e unità 1 mL = 1 cm3 Il volume viene misurato in : centimetri cubici 1 cm3 = (10-2m)3 =10-6 m3 litri (L) 1L = 10-3 m3 = 103 cm3 = 1 dm3 millilitri (mL) 1mL = 10-3 L = 10-6 m3 1 mL = 1 cm3

Nel sistema metrico la massa viene espressa in : grammi 1 g = 10-3 kg chilogrammi 1 Kg = 103 g Milligrammi 1mg= 10-3 g

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: Tk = 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 !!!!!

Conversione di unità di misura

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.

Mentre massa e volume sono proprietà estensive, La densità è una proprietà fisica ed è : massa m volume V ed è normalmente espressa in g/cm3. densità = d = Mentre massa e volume sono proprietà estensive, il loro rapporto è intensivo.

m = d • V d = m / V V = m / d m = 1.588 g/mL • 155 mL = 246 g 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 1.588 g/cm3. Quanti grammi di zucchero ci sono in 155 mL di zucchero? m = d • V d = m / V V = m / d m = 1.588 g/mL • 155 mL = 246 g

Soluzione insatura Soluzione satura 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 insatura Soluzione satura

Colore e lunghezza d’onda

Peso Molecolare Moli

Atomo protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me Nucleo, formato da protoni e neutroni Guscio di elettroni in movimento protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me

Unità di massa atomica ( u.m.a.): 1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27 kg) il Nucleo contiene 6 protoni e 6 neutroni z A C ; C 6 12 Simbolo chimico del carbonio z A C Numero di massa Numero atomico

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 (%) 1,00783 99,985 2,01410 0,0015 12,00000 98,892 13,00336 1,108

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 12C, 13C, ecc.. ha peso atomico 12,0107 (senza unità di misura) (12,00000 x 98,892) + (13,00336 x 1.108) = 12,0107g/mol

The Mole 1 dozen cookies = 12 cookies 1 mole of cookies = 6.02 X 1023 cookies 1 dozen cars = 12 cars 1 mole of cars = 6.02 X 1023 cars 1 dozen Al atoms = 12 Al atoms 1 mole of Al atoms = 6.02 X 1023 atoms Note that the NUMBER is always the same, but the MASS is very different! Mole is abbreviated mol

A Mole of Particles Contains 6.02 x 1023 particles = 6.02 x 1023 C atoms = 6.02 x 1023 H2O molecules = 6.02 x 1023 NaCl “molecules” (technically, ionics are compounds not molecules so they are called formula units) 6.02 x 1023 Na+ ions and 6.02 x 1023 Cl– ions 1 mole C 1 mole H2O 1 mole NaCl

Learning Check 1. Number of atoms in 0.500 mole of Al a) 500 Al atoms b) 6.02 x 1023 Al atoms c) 3.01 x 1023 Al atoms 2.Number of moles of S in 1.8 x 1024 S atoms a) 1.0 mole S atoms b) 3.0 mole S atoms c) 1.1 x 1048 mole S atoms

Molar Mass The Mass of 1 mole (in grams) Equal to the numerical value of the average atomic mass (get from periodic table) 1 mole of C atoms = 12.0 g 1 mole of Mg atoms = 24.3 g 1 mole of Cu atoms = 63.5 g

Other Names Related to Molar Mass Molecular Mass/Molecular Weight: If you have a single molecule, mass is measured in amu’s instead of grams. But, the molecular mass/weight is the same numerical value as 1 mole of molecules. Only the units are different. (This is the beauty of Avogadro’s Number!) Formula Mass/Formula Weight: Same goes for compounds. But again, the numerical value is the same. Only the units are different. THE POINT: You may hear all of these terms which mean the SAME NUMBER… just different units

Learning Check! = 79.9 g/mole 1 mole of Br atoms 1 mole of Sn atoms Find the molar mass (usually we round to the tenths place) = 79.9 g/mole 1 mole of Br atoms 1 mole of Sn atoms = 118.7 g/mole

Molar Mass of Molecules and Compounds Mass in grams of 1 mole equal numerically to the sum of the atomic masses 1 mole of CaCl2 = 111.1 g/mol 1 mole Ca x 40.1 g/mol + 2 moles Cl x 35.5 g/mol = 111.1 g/mol CaCl2 1 mole of N2O4 = 92.0 g/mol

La massa molecolare di C6H12O6 è : Qual è la massa molecolare del glucosio? Il glucosio è costituito da molecole di formula C6H12O6. C massa atomica 12.01115 uma H 1.00797 uma O 15.9994 uma La massa molecolare di C6H12O6 è : (6 x 12.01115 ) uma + (12 x 1.00797 ) uma + (6 x 15.9994 ) uma = 180,1589 uma

Calculations with Molar Mass Grams Moles

Converting Moles and Grams Aluminum is often used for the structure of light-weight bicycle frames. How many grams of Al are in 3.00 moles of Al? 3.00 moles Al ? g Al

1. Molar mass of Al 1 mole Al = 27.0 g Al 2. Conversion factors for Al 27.0g Al or 1 mol Al 1 mol Al 27.0 g Al 3. Setup 3.00 moles Al x 27.0 g Al 1 mole Al Answer = 81.0 g Al

Esercizio Calcolare il numero di moli contenute in 13 g di caffeina, C4H5N2O. 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 = P.M. (g/mol) n(mol) m(g) 97.09 g/mol 13 g 0.13 mol

m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol) Esercizio Calcolare la massa in grammi di 1.53 moli di CF2Cl2, un clorofluorocarburo. Il peso molecolare di CF2Cl2 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: Composizione percentuale dell’acqua 100 g 11.19 g x 100 = 11.19 % H = 88.81 % O 100 g 88.81 g x 100

Atoms/Molecules and Grams Since 6.02 X 1023 particles = 1 mole AND 1 mole = molar mass (grams) You can convert atoms/molecules to moles and then moles to grams! (Two step process) You can’t go directly from atoms to grams!!!! You MUST go through MOLES.

Everything must go through Moles!!! Calculations molar mass Avogadro’s number Grams Moles particles Everything must go through Moles!!!

Atoms/Molecules and Grams How many atoms of Cu are present in 35.4 g of Cu? 35.4 g Cu 1 mol Cu 6.02 X 1023 atoms Cu 63.5 g Cu 1 mol Cu = 3.4 X 1023 atoms Cu

Learning Check! How many atoms of K are present in 78.4 g of K?

Learning Check! What is the mass (in grams) of 1.20 X 1024 molecules of glucose (C6H12O6)?

Learning Check! How many atoms of O are present in 78.1 g of oxygen? 78.1 g O2 1 mol O2 6.02 X 1023 molecules O2 2 atoms O 32.0 g O2 1 mol O2 1 molecule O2

Percent Composition What is the percent carbon in C5H8NO4 (the glutamic acid used to make MSG monosodium glutamate), a compound used to flavor foods and tenderize meats? a) 8.22 %C b) 24.3 %C c) 41.1 %C

Chemical Formulas of Compounds Formulas give the relative numbers of atoms or moles of each element in a formula unit - always a whole number ratio (the law of definite proportions). NO2 2 atoms of O for every 1 atom of N 1 mole of NO2 : 2 moles of O atoms to every 1 mole of N atoms If we know or can determine the relative number of moles of each element in a compound, we can determine a formula for the compound.

Types of Formulas Empirical Formula The formula of a compound that expresses the smallest whole number ratio of the atoms present. Ionic formula are always empirical formula Molecular Formula The formula that states the actual number of each kind of atom found in one molecule of the compound.

To obtain an Empirical Formula 1. Determine the mass in grams of each element present, if necessary. 2. Calculate the number of moles of each element. 3. Divide each by the smallest number of moles to obtain the simplest whole number ratio. If whole numbers are not obtained* in step 3), multiply through by the smallest number that will give all whole numbers * Be careful! Do not round off numbers prematurely

A sample of a brown gas, a major air pollutant, is found to contain 2 A sample of a brown gas, a major air pollutant, is found to contain 2.34 g N and 5.34g O. Determine a formula for this substance. require mole ratios so convert grams to moles moles of N = 2.34g of N = 0.167 moles of N 14.01 g/mole moles of O = 5.34 g = 0.334 moles of O 16.00 g/mole Formula: