QUANTITA’ DI SOSTANZA Ripasso. Masse Atomiche La massa atomico, MA, è espresso in Unità di Massa Atomica (u, in passato u.m.a.). Cannizzaro, 1858 → H.

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1 QUANTITA’ DI SOSTANZA Ripasso

2 Masse Atomiche La massa atomico, MA, 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 Le masse atomiche degli elementi sono definite dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi, quindi in base alla loro composizione isotopica. ELEMENTO → Massa Atomico, MA MOLECOLA → Massa Molecolare, MM MM(H 2 O) = 2xMA(H)+1MA(O) COMPOSTO IONICO → Massa Formula, MF MF(NaCl) = 1xMA(Na)+1xMA(Cl)

3 Masse Atomiche Le masse atomiche 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% massa atomica dell’elemento = (34,97 x 0,7577) + (36,97 x 0,2423) = 35,453 u 17 35.453 Cl cloro

4 La Mole Unità di Misura nel S.I. della Quantità di Sostanza Def. Una MOLE (1 mol) è una quantità di sostanza che contiene lo stesso numero di particelle presenti in 12 g esatti di 12 C. m( 12 C) = 1.9926x10 -23 g (massa assoluta di 1 atomo di 12 C) 6.022x10 23, Numero di Avogadro, N A Def. Una MOLE (1 mol) di una sostanza qualsiasi è la quantità di materia che contiene SEMPRE un numero di Avogadro, N A, di particelle di quella sostanza (atomi, molecole, ioni). 12 g GRAFITE 12 g DIAMANTE

5 La Mole 2x 4x N A =6.022x10 23 x 1 mol C 3 H 8 (g) + 5 mol O 2 (g) → 3 mol CO 2 (g) + 4 mol H 2 O (l) MICROSCOPICO 1 molecola MACROSCOPICO 1 mol di molecole 6.022x10 23 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

6 La Mole MM(C 3 H 8 )=3xMA(C)+8MA(H) 44.097 u Massa di 1 mol di C 3 H 8 =MM(C 3 H 8 )=Massa Molare=MM(C 3 H 8 )xN A xFC 44.097 u x 6.022x10 23 x 1.661x10 -24 g/u 44.097 g∙mol -1 MM(C 3 H 8 ) = 44.097 u MM(C 3 H 8 ) = 44.097 g∙mol -1 MICROSCOPICO Massa Atomica/ Molecolare/ Formula (u) MASSA DI UNA PARTICELLA MACROSCOPICO Massa Molare (g∙mol -1 ) MASSA DI UNA MOLE DI PARTICELLE 6.022x10 23

7 La Mole 1 atomo H MA = 1.008 u 1 mol di H MM = 1.008 g∙mol -1 6.022x10 23 La Massa Molare di una mole di atomi è uguale al Massa Atomica espresso in grammi (g).

8 La Mole La Massa Molare di una mole di molecole è uguale alla Massa Molecolare espresso in grammi (g). 1 molecola H 2 PM = 2.016 u 1 mol di H 2 MM = 2.016 g∙mol -1 6.022x10 23

9 La Mole La Massa Molare di una mole di un composto ionico è uguale alla Massa Formula espresso in grammi (g). 1 Unità Formula NaCl PF = 58.44 u 1 Mole NaCl MM = 58.44 g∙mol -1 6.022x10 23

10 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, N A, di particelle di quella sostanza (atomi, molecole, ioni). Numero di Particelle = Numero di Moli x N A Esercizio. Un campione di vitamina C contiene 1.29x10 24 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 N A. Dalla formula, possiamo ricavare il dato che ci è richiesto, utilizzando la formula inversa: Numero di Moli

11 Dalle Definizioni ai Problemi Def. La MASSA MOLARE di una mole di atomi, molecole, ioni è uguale alla MASSA ATOMICA, 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(NH 2 ) 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

12 Altri Calcoli 1) grammi  moli A quante moli corrispondono 10,0 g di C 2 H 5 OH? MM(C 2 H 5 OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u Massa molare = 46,1 g/mol

13 2) Moli  grammi Qual è la massa di 0,0654 moli di ZnI 2 ? MM(ZnI 2 )= 65,39 + 126,90 x 2= 319,2 u Massa molare di ZnI 2 = 319,2 g/mol m = 0,0654 mol x 319,2 g/mol= 20,9 g

14 3) massa di un atomo Quanto pesa un atomo di cloro? Massa molare di Cl= 35,5 g/mol 1 mole contiene N A =6,022x10 23 molecole/mol

15 4) numero di particelle per una data massa Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? PM(HCl)= 1,0 + 35,5=36,5 Numero di molecole = 0,0948 mol x 6,02  10 23 molecole/mol = = 5,71  10 22 molecole

16 Percentuali in peso dalla formula Per un atomo A in una data molecola

17 Esempio Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH 2 O PA(C)= 12,0 PA(H)= 1,01 PA(O)= 16,0 PM(CH 2 O)=12,0 + 2 x 1,01 + 16,0 = 30,0 1 mole  30,0 g N.B. % O = 100% -40,0% -6,73%= 53,3%

18 Problemi: 1)Quanti grammi di carbonio ci sono in 83,5 g di CH 2 O? 2) Quali sono le percentuali in peso di NH 4 NO 3 ? Dal problema precedente abbiamo visto che il carbonio costituisce il 40% della massa totale.

19 Determinazione della formula empirica Un composto di azoto ed ossigeno contiene 0,483 g di N e 1,104 g di O. Quale è la formula empirica del composto? NO Per ottenere i numeri interi più piccoli delle moli degli elementi si divide ciascun numero di moli per il più piccolo tra quelli ottenuti prima NO La formula empirica è NO 2 Si noti che non è possibile conoscere la formula molecolare che potrebbe essere: NO 2 N 2 O 4 N 3 O 6 …………….. N 0,0345 O 0,0690 ?

20 Un composto è costituito come segue: 17,5 % Na 39,7% Cr 42,8% O Quale è la sua formula empirica? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 17,5 g di Na, 39,7 g di Cr e 42,8 g di O NaCrO più piccolo NaCr O × 2 = 2,00 × 2 = 7,04 Na 2 Cr 2 O 7

21 Il 2-desossiribosio, uno zucchero costituente il DNA, è costituito solo da carbonio, idrogeno e ossigeno. Un chimico vuole determinare la sua formula empirica per combustione ed ottiene una percentuale in massa di carbonio pari al 44,77% di C e pari al 7,52% di H. Quale è la formula empirica del 2-desossiribosio? (100-44,77-7,52)=47,71 g di O Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 44,77 g di C, 7,52 g di H e (100-44,77-7,52)=47,71 g di O CH O più piccolo C H O × 4 = 5,00 × 4 = 10,0 × 4 = 4,00 C 5 H 10 O 4

22 Stechiometria La stechiometria è il calcolo delle quantità dei reagenti e dei prodotti implicati in una reazione chimica. Essa si basa sull'equazione chimica e sulla relazione tra massa e moli. Esempio N 2 (g) + 3H 2 (g)  2NH 3 (g) Tipici problemi della stechiometria sono: - Quanto idrogeno è necessario per produrre 100 Kg di NH 3 ? - Quanta NH 3 si ottiene da 100 Kg di N 2 ?

23 Per rispondere ai problemi precedenti è utile la seguente interpretazione della reazione 1 molecola N 2 3 molecole H 2 2 molecole NH 3 28,0 g N 2 3 x 2,02 g H 2 2 x 17 g NH 3 Si noti che una mole è un numero fisso (6,022 x 10 23 ) di molecole (come “dozzina”) N 2 (g) + 3 H 2 (g)  2 NH 3 (g) 1 mole N 2 3 moli H 2 2 moli NH 3 100 molecole N 2 3  100 molecole H 2 2  100 molecole NH 3 N A molecole N 2 3  N A molecole H 2 2  N A molecole NH 3

24 N.B.: Sono possibili anche coefficienti stechiometrici frazionari, in questo caso però: Ma non 1/2 N 2 (g) + 3/2 H 2 (g)  NH 3 (g) 1/2 mole N 2 3/2 moli H 2 1 mole NH 3 28,0/2 g N 2 3/2 x 2,02 g H 2 17 g NH 3 1/2 molecola N 2 3/2 molecole H 2 1 molecola NH 3

25 Esempio Quale è la massa di idrogeno necessaria per produrre 907 Kg di ammoniaca? - prima di tutto si calcolano le moli di NH 3 - dall'equazione chimica si deducono le moli di H 2 : per 2 moli di NH 3 ne servono 3 di H 2 N 2 (g) + 3 H 2 (g)  2 NH 3 (g)

26 I coefficienti dell'equazione chimica bilanciata danno i fattori di conversione tra le quantità chimiche consumate e prodotte. Conviene utilizzare i rapporti: Controllando l'analisi dimensionale. - Infine si convertono la moli di H 2 in grammi di H 2 N 2 (g) + 3 H 2 (g)  2 NH 3 (g) Converte da moli di NH 3 a H 2 Converte da moli di H 2 a NH 3

27 Riepilogando: bisogna passare necessariamente attraverso le moli, perché convertire direttamente tra le masse non è possibile. n A A +...  n B B +...

28 Data la reazione, Fe 2 O 3 (s) + 3 CO (g)  2 Fe (s) + 3 CO 2 (g) Calcolare quanti grammi di ferro si possono produrre da 1,00 Kg di ossido di ferro (III). Esempio Le moli di ossido di ferro (III) a disposizione sono: Si calcolano infine i grammi di Fe: 1Kg = 10 3 grammi n Fe2O3 = = 6,25 mol Massa Fe = n Fe  PA Fe = 12,5 mol  55,85 g/mol = 6,98x10 2 g Le moli di ferro sono dedotte dall’equazione chimica: n Fe = 6,25 mol Fe 2 O 3  = 12,5 mol Fe

29 Problema: Quanti grammi di acqua vengono prodotti dalla reazione di 4,16 g di H 2 con un eccesso di ossigeno, in base alla seguente reazione? 2H 2 (g) + O 2 (g)  2H 2 O(l) Calcoliamo le moli di H 2 Trasformiamo le moli di H 2 in moli di H 2 O Calcoliamo i grammi di H 2 O

30 REAGENTE LIMITANTE Può capitare che i reagenti siano combinati in quantità diverse dalle proporzioni molari date dall'equazione chimica. In tal caso solo uno dei reagenti – il reagente limitante – si consuma completamente mentre parte dell'altro reagente – il reagente in eccesso – rimane inalterato. Esempio: assemblaggio fascicoli un fascicolo è costituito da: 5 fogli gialli 3 fogli azzurri 2 fogli rosa

31 Consideriamo la reazione 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O(g) Supponiamo di far reagire 1 mole di H 2 e 1 mole di O 2. Si considerano le moli di H 2 O che si possono ottenere da partire da ciascuno dei reagenti come se l'altro fosse quello in eccesso Moli di H 2 O ottenute da H 2 = Moli di H 2 O ottenute da O 2 = H 2 è il reagente limitante: una volta prodotta una mole di H 2 O la reazione si ferma e rimane ossigeno in eccesso. Analogia con la reazione: 5 A + 3 B + 2 C  P

32 La quantità di ossigeno che rimane è quella corrispondente alla differenza tra le moli di H 2 O ipotetiche e quelle realmente ottenute: 2 moli H 2 O – 1 mole H 2 O = 1 mole H 2 O E poi trasformate con gli appropriati coefficienti stechiometrici: Si può anche calcolare il numero di moli di ossigeno che hanno reagito

33 Data la reazione, Zn (s) + S (s)  ZnS (s) Calcolare quanti grammi di solfuro di zinco (II) si ottengono facendo reagire 7,36 g di Zn con 6,45 g di S. Esempio Per prima cosa si calcolano le moli di zinco e zolfo: Si ottengono quindi 0,113 moli di ZnS. La massa di ZnS è: Massa ZnS = n ZnS  PM ZnS = 0,113 mol  97,45 g/mol = 11,0 g Si calcolano le moli di ZnS ottenibili da tali moli di Zn e S: n ZnS = n Zn = 0,113 n Zn = = 0,113 mol n S = = 0,201 mol n ZnS = n S = 0,201 Lo zolfo è in eccesso e ne rimangono: n S = n S (iniziali) - n S (reagite) = 0,201 – 0,113 = 0,088 massa S = n S  PA S = 0,088 mol  32,06 g/mol = 2,82 g limitante

34 Problema: Determinare il numero di moli di O 2 (g) che si ottengono da 30 moli di KO 2 e 20 moli di H 2 O che reagiscono secondo la reazione 2 H 2 O(l) + 4 KO 2 (s)  3 O 2 (g) + 4 KOH(s) Si calcolano le moli di O 2 ottenibili dalle moli di H 2 O e KO 2 : Moli di O 2 ottenute da H 2 O= Moli di O 2 ottenute da KO 2 = Si ottengono quindi 22,5 moli di O 2. Il reagente limitante è KO 2.

35 Le Soluzioni Def. Una SOLUZIONE è un miscuglio omogeneo costituito da un SOLUTO, ciò che è sciolto, e un SOLVENTE, ciò che scioglie. DETERMINAZIONE DELLA CONCENTRAZIONE 1.MOLARITÀ, M [mol∙L -1 ] 2.MOLALITÀ, m [mol ∙kg -1 ] 3.PERCENTUALE MASSA/MASSA, %(m/m) 4.PERCENTUALE VOLUME/VOLUME, %(v/v) 5.FRAZIONE MOLARE, X

36 LAVORARE CON LE SOLUZIONI DENSITA' La densità di un oggetto è la sua massa per unità di volume Nel SI (sistema internazionale) l'unità base per la massa è il chilogrammo (Kg). Spesso in chimica si usano dei sottomultipli (in genere il grammo). Per il volume l'unità nel SI è il metro cubo (m 3 ) che però è molto scomodo per l'uso di laboratorio. Si usa quindi il litro: litro (L)= 1 dm 3 = 10 -3 m 3 A sua volta il litro si può dividere in sottomultipli: 1 mL= 10 -3 L = 1 cm 3 = 10 -6 m 3

37 Mentre massa e volume sono proprietà estensive (= dipendono dalla quantità di materia considerata), la densità è una proprietà intensiva (=è indipendente dalla quantità di materia). Dalla definizione di densità abbiamo: Problema: In un esperimento occorrono 43,7 g di alcool isopropilico. Sapendo che la densità dell’alcool isopropilico è 0,785 g/ml, quale volume di alcool bisogna usare?

38 SOLUZIONI E CONCENTRAZIONE MOLARE Quando sciogliamo una sostanza in un liquido chiamiamo soluto la sostanza e solvente il liquido. La miscela omogenea risultante è nota come soluzione. concentrazione Con concentrazione si intende la quantità di soluto sciolta in una quantità standard di soluzione (o solvente). concentrazione molare La concentrazione molare è definita come moli di soluto per litro di soluzione Una soluzione di NH 3 0,15 M contiene 0,15 moli di NH 3 in un litro di soluzione Per preparare una soluzione 0,5 M di NaCl bisogna porre 0,5 moli di NaCl in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere acqua fino al volume di un litro.

39 Per preparare una soluzione 0,5 M di K 2 CrO 4 bisogna porre 0,5 moli di K 2 CrO 4 in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere acqua fino al volume di un litro.

40 Esempio Quale è la molarità di una soluzione ottenuta sciogliendo 0,38 g di NaNO 3 fino ad un volume di 50 ml?

41 DILUIZIONE Si incontra spesso il problema di dover preparare una soluzione diluita a concentrazione data partendo da una soluzione più concentrata. Es: soluzione di K 2 CrO 4

42 Nella diluizione varia solo il volume del solvente, mentre le moli del soluto rimangono invariate. Possiamo ricavare le moli del soluto da: Poiché anche diluendo le moli di soluto rimangono costanti si ha: Moli iniziali = Moli finali M i = molarità iniziale M f = molarità finale V i = volume iniziale V f = volume finale

43 Esempio Si abbia una soluzione 0,8 M di NaCl. Quanti ml di tale soluzione devono essere usati per diluizione per preparare 100 ml di soluzione 0,2 M? M i = 0,8 M V i = incognita M f = 0,2 M V f = 100 ml

44 Stechiometria e volumi di soluzione Possono presentarsi problemi di stechiometria in cui la quantità di un reagente/prodotto viene data o richiesta come volume di una soluzione a concentrazione molare nota. Il procedimento è analogo a quello visto per i problemi stechio- metrici ponderali: (1) si passa dalla quantità nota (massa o volume) a moli (2) si passa da moli di reagente a moli di prodotto o viceversa (3) si riporta il numero di moli ottenuto alla quantità richiesta (massa o volume) Per passare da massa a moli e viceversa: Per passare da volume a moli e viceversa:

45 Stechiometria e volumi di soluzione

46 Si consideri la reazione di neutralizzazione, H 2 SO 4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Na 2 SO 4 (aq) + 2 H 2 O(l) Un recipiente contiene 35,0 ml di una soluzione 0,175 M di H 2 SO 4. Quanti ml di una soluzione 0,250 M di NaOH devono essere aggiunti per reagire completamente con l’acido solforico? Esempio Si passa dal volume di H 2 SO 4 0,175 M al numero di moli: 1) n H 2 SO 4 = M  V = 0,175 mol/L  35,0x10 -3 L = 6,125x10 -3 mol 2) n NaOH = n H 2 SO 4  = 1,225  10 -2 mol 3) V NaOH = = =4,90  10 -2 L  49 ml

47 Dalla % alla M Esercizio. Calcolare la MOLARITÀ di una soluzione di H 2 SO 4 al 62% (m/m), 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 %(m/m) MM(H 2 SO 4 ) = 2xMA(H) + MA(S) + 4xMA(O) = 98.09 u MM (H 2 SO 4 ) = 98.09 g∙mol -1 9.613 M

48 Esempio Esercizio. Quanto H 2 SO 4 al 62%, 9.613 M, e quanta H 2 O sono necessari per ottenere 1.5 L di soluzione 2.0 M? V in x M in = V fin x M fin Litri soluzione H 2 SO 4 iniziale Litri H 2 O