NUCLIDI 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) A N Z Lezione n. 4

NUCLIDI 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 Lezione n. 4

Isotopi H H H La massa relativa dei nuclidi è oggi ottenuta 1 21 3 H H H 1 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. 28Si = 27.97602653 u Lezione n. 4

Unità di Massa Atomica (u - uma - Da) Una unità di massa atomica, 1u, si definisce esattamente uguale a 1/12 della massa dell’atomo 12C 1 u = 1.6605(1) ·10-24 g La massa dell’atomo 12C è esattamente 12 u. Lezione n. 4

MISCELE ISOTOPICHE Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di miscela isotopica naturale Lezione n. 4

GLI ELEMENTI Le specie atomiche sono 114, di cui 90 naturali; di queste, 81 hanno almeno un nuclide stabile Lezione n. 4

ELEMENTI Lezione n. 4

LA MOLE La MOLE è l’unità di misura della quantità di sostanza. Il suo simbolo è mol Lezione n. 4

Mole e Numero di Avogadro Una mole è di sostanza è quella quantità di sostanza che contiene un numero NA di particelle NA è un numero che è chiamato Numero di Avogadro NA è il numero di atomi che stanno esattamente in 12 g di 12C Lezione n. 4

Mole e Numero di Avogadro NA = 6.0221367(36) ·1023 mol-1 Una mole di 23Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di 23Na ed ha massa (in g) uguale al numero che esprime la massa relativa dell’atomo 23Na rispetto a quella di 12C Lezione n. 4

Mole e Numero di Avogadro NA = 6.0221367(36) ·1023 mol-1 1 mole di elettroni contiene NA elettroni 1 mole di Fe contiene NA atomi di ferro 1 mole di CH4 contiene NA molecole di metano Lezione n. 4

Mole e Massa Molare E’ detta MASSA MOLARE di una sostanza la massa in grammi di una mole di quella sostanza. La MASSA MOLARE è uguale alla massa atomica (o molecolare) di quella sostanza espressa in grammi ed ha le dimensioni di g·mol-1 Lezione n. 4

Massa Media e Massa Molare La massa media dell’idrogeno è 1.007976 u e 1 u = 1.6605(1) ·10-24 g, allora la massa media di un atomo di H espressa in g è: 1.007976 · 1.6605 ·10-24 g = 1.6737 ·10-24 g La massa molare è la massa espressa in grammi di una mole di sostanza, allora per l’idrogeno la massa molare è: 1.6737 ·10-24 g · 6.0221367 ·1023 mol-1 = 1.0079 g mol-1 Lezione n. 4

Massa Media e Massa Molare Massa molare del fluoro (F) = massa di una mole di atomi di F = massa di NA atomi di F. La massa media di un atomo di F è 18.9984 u la massa molare di un atomo di F è 18.9984 gmol-1 La massa media di un atomo di Pb è 207.19 u la massa molare di Pb è 207.19 gmol-1 Lezione n. 4

Mole e Massa Molare La massa molare di: H2O è 18,015 g·mol-1 Fe è 55,845 g·mol-1 H2 è 2,016 g·mol-1 Allora: 1 mole di H2O pesa 18,015 g 1 mole di Fe pesa 55,845 g Lezione n. 4

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 H2O = 2 ·1,008 + 1 ·15,999 Lezione n. 4

Mole e Massa Molare Lezione n. 4

Conversione 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 Lezione n. 4

Esempio Conversione Moli  Grammi Quanti grammi di CaCO3 corrispondono a 2 moli di questo sale? 1) Peso formula di CaCO3 : PF = 40.078 u (Ca) + 12.011 u (C) + 3x15.999 u (O) 100.086 u 2) Massa molare CaCO3 = 100.086 gmol-1 Lezione n. 4

Esempio Conversione Grammi  Moli Quante moli N2O5 corrispondono a 204.0 g di questo gas? 1) Peso molecolare (PM) di N2O5 : PM = 2x14.007 u (N) + 5x15.999 u (O) 108.009 u 2) Massa Molare N2O5 = 108.009 gmol-1 3) mol = g/MassaMolare = g/gmol-1= 204.0g/108.0 gmol-1 =1.889 mol Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici Quanti grammi di CuO possono essere ricavati da 0.2134 g di Cu? 1) PF CuO = 63.55 u + 16.00 u = 79.55 u 2) MM CuO = 79.55 gmol-1 3) 0.2134 g/63.55 gmol-1 = 3.358·10-3 mol di Cu 4) 3.358·10-3 mol x 79.55 gmol-1 = = 2.671 ·10-1 g CuO Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici 2.04 g di C reagiscono con 5.44 g di O2 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 O2 3) 1.70 ·10-1 mol x 2 = 3.40 ·10-1 mol O 4) 1.70/3.40 = 1/2 5) CO2 Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici Formula minima (empirica) e formula molecolare La formula minima di un composto fornisce il tipo di atomi ed i rapporti stechiometrici con i quali questi partecipano al composto La formula molecolare di un composto, dà la composizione della molecola del composto Lezione n. 4

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) Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici Formule e composizione elementare: C9H8O4 1) PF = 9 x 12.01 + 8 x 1.008 + 4 x 15.99 = 180.12 u MM = 180.12 gmol-1 2) 9 x 12.01 gmol-1 = 108.1 gmol-1 C 3) 8 x 1.008 gmol-1 = 8.064 gmol-1 H 4) 4 x 15.99 gmol-1 = 63.96 gmol-1 O 5) 108.1 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.600 (60.0 %) C 8.06 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.045 (4.5 %) H 63.96 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.355 (35.5 %) O Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici Formule e composizione elementare: Qual’ è la formula empirica di un composto la cui analisi elementare risulta: 49.48 % C, 5.19 % H, 28.85 % N, 16.48 % O? Con quante cifre significative si deve determinare la percentuale di C in un campione di un farmaco per distinguere aspirina (C9H8O4) da cocaina (C17H21O4N ) ? La vitamina B12 contiene il 4.34 % in Co. Sapendo che c’è un solo atomo di Co per molecola di B12, calcolare la massa molare della vitamina. Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici Formule e composizione elementare: Qual’ è la formula molecolare di un composto la cui analisi elementare è: 5.93 % H e 94.07 % O e la cui massa molare è 34.015 gmol-1? Calcolare la percentuale in peso di CO2 in H2CO3 Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici Equazioni chimiche e loro uso: La decomposizione di perossido di idrogeno produce ossigeno e acqua: 2H2O2(aq)  2H2O(l) + O2 (g) Calcolare quanto O2 è prodotto da 1 kg di H2O2 Quanti g di O2 sono necessari per bruciare 100 g di glucosio (C6H12O6)? Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici Equazioni chimiche : bilanciamento Bilanciare un’equazione 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. Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici 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.: C2H4(g) + H2O(g)  C2H6O(g) Qual’ è la massima quantità di etanolo che può essere prodotta da 1 kg di etilene e 1 kg di vapor d’acqua? Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici 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 Lezione n. 4

Calcoli Stechiometrici Equazioni chimiche e loro uso: Resa teorica, resa sperimentale e resa percentuale. NH4NO3 è sintetizzato da NH3 e HNO3. 17·103 kg di NH3 producono 63 ·103 kg di nitrato, qual’ è la resa percentuale? Reagente in eccesso = quello presente in eccesso rispetto al reagente limite. Lezione n. 4