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 = 1 u 1900 – 1961 → O = 16 u 1961 → L’unità di massa atomica venne definita come la dodicesima parte della massa dell’isotopo naturale più leggero del carbonio. 1 u = 1.6605 x 10-24 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(H2O) = 2xPA(H)+1PA(O) COMPOSTO IONICO → Peso Formula, PF PF(NaCl) = 1xPA(Na)+1xPA(Cl)

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 = 34.97 u, abbondanza = 75.77% massa = 36.97 u, abbondanza = 24.23% 17 35.453 Cl cloro

I Composti Molecolari: Nomenclatura Si utilizzano i prefissi greci per denotare il numero di ciascun atomo. PCl3 Tricloruro di Fosforo SF6 Esafluoruro di Zolfo N2O Ossido di (bi-)azoto Mono- 1 Di- (bi-) 2 Tri- 3 Tetra- 4 Penta- 5 Esa- 6 Utilizzo del nome volgare NH3 Ammoniaca N2H4 Idrazina PH3 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)

I Composti Ionici: Nomenclatura I cationi monoatomici sono indicati con il nome dell’elemento, precisandone la carica con la notazione di Stock. Ag+ ione argento (I) Fe2+ ione ferro (II) Fe3+ ione ferro (III) Notazione di Stock Gli anioni monoatomici assumono la desinenza –uro, ad eccezione dell’ossigeno che si chiama oss –ido. S2- ione solfuro Cl- ione cloruro O2- ione ossido OH- ione idrossido Anione (oxoanioni) Acido progenitore (oxoacidi) nitr –ito HNO2 acido nitr –oso nitr –ato HNO3 acido nitr –ico ipo– clor –ito HClO ipo– clor –oso clor –ito HClO2 clor –oso clor –ato HClO3 clor –ico per– clor –ato HClO4 per– clor –ico bi– carbon –ato

Misure e Unità di Misura Sistema Internazionale di unità (SI) Grandezza fisica Unità di misura Lunghezza metro m Massa chilogrammo kg Tempo secondo s Intensità di corrente elettrica ampere A Temperatura kelvin K Intensità luminosa candela cd Quantità di materia mole mol Grandezza fisica Unità di misura Area metro quadrato m2 Volume metro cubo m3 Velocità metro per secondo m∙s-1 Densità chilogrammo per metro cubo kg ∙m-3 Potenziale elettrico coulomb, C A ∙s Risultato della misura = numero x UNITÀ DI MISURA Prefisso Nome Significato G giga - 109 M mega - 106 k kilo - 103 d deci - 10-1 c centi - 10-2 Prefisso Nome Significato m milli - 10-3  micro - 10-6 n nano - 10-9 p pico - 10-12

Misure e Unità di Misura X Fattore di Conversione unità richieste unità date Fattore di Conversione = ESEMPIO 1 Convertire in metri quadrati (m2) un’area di 256 cm2. unità richieste unità date = ESEMPIO 2 Convertire una velocità di 1.5 km∙s-1 in km∙h-1

L’Incertezza delle Misure Le cifre riportate nella misura si intendono come cifre significative. Es.: In 1.2 cm3 compaiono 2 cifre significative. Incertezza delle misure (l’ultima cifra è imprecisa entro ±0.5 di quella cifra stessa). - 1.2 cm3 indica che il volume si colloca tra 1.15 e 1.25 cm3. Significatività dello zero, 0. - 22.0 L significativo → 3 cs. - 22.05 mL significativo → 4 cs. - 0.0025 kg = 2.5x10-3 kg non significativo → 2 cs Come riportare le cifre significative: I risultati delle misure sono sempre incerti, mentre quelli del computo sono sempre esatti. Nell’addizione e sottrazione, il numero delle cifre decimali del risultato è identico a quello del dato con minor numero di cifre decimali. Nella moltiplicazione e divisione, il numero di cifre significative del risultato è uguale al minimo numero di cifre significative che compare nei dati. Arrotondamento: per eccesso se >5, per difetto se <5, cifra pari se =5.

Unità fondamentale del SI. Misura la Quantità di Materia 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 12C . m(12C) = 1.9926x10-23 g (massa assoluta di 1 atomo di 12C) 6.022x1023, Numero di Avogadro, NA Def. 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 (atomi, molecole, ioni). 12 g GRAFITE 12 g DIAMANTE

1 mol C3H8(g) + 5 mol O2(g) → 3 mol CO2(g) + 4 mol H2O (l) La Mole 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 2x 4x NA=6.022x1023x 1 mol C3H8(g) + 5 mol O2(g) → 3 mol CO2(g) + 4 mol H2O (l) MICROSCOPICO 1 molecola MACROSCOPICO 1 mol di molecole 6.022x1023

La Mole PM(C3H8) = 44.097 u MM(C3H8) = 44.097 g∙mol-1 PM(C3H8)= 3xPA(C)+8PA(H) 44.097 u Massa di 1 mol di C3H8= MM(C3H8)=Massa Molare=PM(C3H8)xNAxFC 44.097 u x 6.022x1023 x 1.661x10-24 g/u 44.097 g∙mol-1 MICROSCOPICO Peso Atomico/ Molecolare/ Formula (u) PESO DI UNA PARTICELLA MACROSCOPICO Massa Molare (g∙mol-1) PESO DI UNA MOLE DI PARTICELLE 6.022x1023 PM(C3H8) = 44.097 u MM(C3H8) = 44.097 g∙mol-1

La Mole 1 atomo H PA = 1.008 u 1 mol di H MM = 1.008 g∙mol-1 6.022x1023 La Massa Molare di una mole di atomi è uguale al Peso Atomico espresso in grammi (g).

La Mole 1 molecola H2 PM = 2.016 u 1 mol di H2 MM = 2.016 g∙mol-1 6.022x1023 La Massa Molare di una mole di molecole è uguale al Peso Molecolare espresso in grammi (g).

La Mole 1 Unità Formula NaCl PF = 58.44 u 1 Mole NaCl MM = 58.44 g∙mol-1 6.022x1023 La Massa Molare di una mole di un composto ionico è uguale al Peso Formula espresso in grammi (g).

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, NA, di particelle di quella sostanza (atomi, molecole, ioni). Numero di Particelle = Numero di Moli x NA Esercizio. Un campione di vitamina C contiene 1.29x1024 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 NA. Dalla formula, possiamo ricavare il dato che ci è richiesto, utilizzando la formula inversa: Numero di Moli

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(NH2)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) = 60.03 u MM = 60.03 g∙mol-1 Numero di Moli

La Determinazione della Formula Chimica FORMULA EMPIRICA: proporzione numerica tra gli atomi dei vari elementi. Si deduce dalla composizione percentuale in massa. massa percentuale C/H/O Campione di 8.00 g → Carbonio 3.27 g 40.9% Idrogeno 0.366 g 4.58% Ossigeno 4.36 g 54.5% 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 g 3.41 mol Idrogeno 4.58 g 4.54 mol Ossigeno 54.5 g 3.41 mol Divido x 3.41 C3.41H4.54O3.41 C1H1.33O1 Moltiplico x 3 C3H4O3 FORMULA MOLECOLARE. Si ottiene conoscendo la massa molare del campione. Per questo campione, MM = 176.14 g∙mol-1 MM(C3H4O3) = 3 x (12.011 g∙mol-1) + 4 x (1.008 g∙mol-1) + 3 x (16.00 g∙mol-1) = 88.06 g∙mol-1 C6H8O6

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 MOLARITÀ, M [mol∙L-1] MOLALITÀ, m [mol ∙kg-1] PERCENTUALE PESO/PESO, %(w/w) PERCENTUALE VOLUME/VOLUME, %(v/v) FRAZIONE MOLARE, X

Esercizi Esercizio. Calcolare MOLARITÀ e MOLALITÀ di una soluzione di H2SO4 al 62% (w/w), sapendo che la densità, d = 1.52 g∙mL-1. 1 L = 1000 mL → dalla densità, 1000 mL ∙ 1.52 g∙mL-1 = 1520 g → dalla %(w/w) PM(H2SO4) = 2xPA(H) + PA(S) + 4xPA(O) = 98.09 u MM (H2SO4) = 98.09 g∙mol-1 9.613 M 16.64 mol ∙kg-1

Litri soluzione H2SO4 iniziale Esercizi Esercizio. Quanto H2SO4 al 62%, 9.613 M, e quanta H2O sono necessari per ottenere 1.5 L di soluzione 2.0 M? Vin x Min = Vfin x Mfin Litri soluzione H2SO4 iniziale Litri H2O