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.

Presentazione sul tema: "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."— Transcript della presentazione:

1

2

3

4 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

5

6

7

8 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.

9

10 Un composto è una sostanza pura che è formata da più di un elemento. I composti hanno composizione fissa (percentuale in massa). L’acqua, H 2 O, è un composto di idrogeno, H, e ossigeno, O. L’acqua, H 2 O, contiene esattamente l’11,19% di idrogeno e l’88,81 % di ossigeno.

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

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

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

14 Metodi di separazione dei componenti di una miscela

15 Esercizio Note le quantità dei reagenti determinare la quantità di prodotto ottenibile Es: Calcolare quanti g di Al 2 (SO 4 ) 3 si ottengono da 300 g di Al(OH) 3 e 800 g di H 2 SO 4, secondo la reazione: 2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 6 H 2 O Le esercitazioni di laboratorio e gli esercizi implicano quasi sempre quantità misurate con valori numerici specifici

16 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 dm 3.

17 Unità di misura e sistema metrico 10 -15 femto f 10 -18 atto a 10 12 tera T 10 9 giga G 10 -10 m = 1 angstrom = 1Å

18 Strumenti e unità Il volume viene misurato in : centimetri cubici 1 cm 3 = (10 -2 m) 3 =10 -6 m 3 litri (L) 1L = 10 -3 m 3 = 10 3 cm 3 = 1 dm 3 millilitri (mL) 1mL = 10 -3 L = 10 -6 m 3 1 mL = 1 cm 3

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

20 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: T k = 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 !!!!!

21 Conversione di unità di misura

22 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.

23 La densità è una proprietà fisica ed è : massa m volume V ed è normalmente espressa in g/cm 3. densità =d = Mentre massa e volume sono proprietà estensive, il loro rapporto è intensivo.

24 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/cm 3. Quanti grammi di zucchero ci sono in 155 mL di zucchero? d = m / V m = d V V = m / d m = 1.588 g/mL 155 mL = 246 g

25 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 satura Soluzione insatura

26 Colore e lunghezza d’onda

27 Peso Molecolare Moli

28 Nucleo, formato da protoni e neutroni Guscio di elettroni in movimento Atomo protonim p neutronim n elettroni m e elettroni m e nucleo

29 MASSE ATOMICHE La moderna scala di masse atomiche è basata sul più comune isotopo del carbonio 12 C. A questo isotopo è stata assegnata una massa di 12uma. 1 uma = 1/12 massa di un atomo di C 1 uma ≈ massa di un atomo di H Nella tavola periodica le masse atomiche sono riportate direttamente sotto il simbolo dell’elemento

30 L’ampiezza della riflessione è inversamente proporzionale alla massa dello ione MASSE ATOMICHE E ABBONDANZA ISOTOPICA Le masse relative dei singoli atomi possono essere determinate usando uno spettrometro di massa

31 La maggior parte degli elementi si trova in natura come 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 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).

32 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

33 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 12 C, 13 C, ecc.. ha peso atomico 12,0107 (senza unità di misura) (12,00000 x 98,892) + (13,00336 x 1.108) = 12,0107

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

35

36

37 The Mole 1 dozen cookies = 12 cookies 1 mole of cookies = 6.02 X 10 23 cookies 1 dozen cars = 12 cars 1 mole of cars = 6.02 X 10 23 cars 1 dozen Al atoms = 12 Al atoms 1 mole of Al atoms = 6.02 X 10 23 atoms Note that the NUMBER is always the same, but the MASS is very different! Mole is abbreviated mol (gee, that’s a lot quicker to write, huh?)

38 Il numero di Avogadro rappresenta il numero di atomi in un campione di un elemento con una massa in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica espressa in uma in 1.008 g di H6.022 x 10 23 massa atomica = 1,008 uma atomi in 4.003 g di He6.022 x 10 23 massa atomica = 4.003 uma atomi in 32.07 g di S6.022 x 10 23 massa atomica = 32.07 uma

39 = 6.02 x 10 23 C atoms = 6.02 x 10 23 H 2 O molecules = 6.02 x 10 23 NaCl “molecules” (technically, ionics are compounds not molecules so they are called formula units) 6.02 x 10 23 Na + ions and 6.02 x 10 23 Cl – ions A Mole of Particles A Mole of Particles Contains 6.02 x 10 23 particles 1 mole C 1 mole H 2 O 1 mole NaCl

40

41 6.02 x 10 23 particles 1 mole or 1 mole 6.02 x 10 23 particles Note that a particle could be an atom OR a molecule! Avogadro’s Number as Conversion Factor

42 1. Number of atoms in 0.500 mole of Al a) 500 Al atoms b) 6.02 x 10 23 Al atoms c) 3.01 x 10 23 Al atoms 2.Number of moles of S in 1.8 x 10 24 S atoms a) 1.0 mole S atoms b) 3.0 mole S atoms c) 1.1 x 10 48 mole S atoms Learning Check

43

44 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 Molar Mass

45 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

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

47 Mass in grams of 1 mole equal numerically to the sum of the atomic masses 1 mole of CaCl 2 = 111.1 g/mol 1 mole Ca x 40.1 g/mol + 2 moles Cl x 35.5 g/mol = 111.1 g/mol CaCl 2 1 mole of N 2 O 4 = 92.0 g/mol Molar Mass of Molecules and Compounds

48 A.Molar Mass of K 2 O = ? Grams/mole B. Molar Mass of antacid Al(OH) 3 = ? Grams/mole Learning Check!

49

50

51 180,1589 uma Qual è la massa molecolare del glucosio? Il glucosio è costituito da molecole di formula C 6 H 12 O 6. C massa atomica 12.01115 uma H 1.00797 uma O 15.9994 uma La massa molecolare di C 6 H 12 O 6 è : (6 x 12.01115 ) uma + (12 x 1.00797 ) uma + (6 x 15.9994 ) uma =

52 Prozac, C 17 H 18 F 3 NO, is a widely used antidepressant that inhibits the uptake of serotonin by the brain. Find its molar mass. Learning Check

53 molar mass Grams Moles Calculations with Molar Mass

54

55

56

57 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 Converting Moles and Grams

58 1. Molar mass of Al1 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. Setup3.00 moles Al x 27.0 g Al 1 mole Al Answer = 81.0 g Al

59 Esercizio Calcolare il numero di moli contenute in 13 g di caffeina, C 4 H 5 N 2 O. 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

60 Esercizio Calcolare la massa in grammi di 1.53 moli di CF 2 Cl 2, un clorofluorocarburo. Il peso molecolare di CF 2 Cl 2 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

61 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: = 11.19 % H 100 g 11.19 g x 100 = 88.81 % O 100 g 88.81 g x 100 Composizione percentuale dell’acqua

62 Atoms/Molecules and Grams Since 6.02 X 10 23 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 thru MOLES. That’s like asking 2 dozen cookies weigh how many ounces if 1 cookie weighs 4 oz? You have to convert to dozen first!

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

64 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 10 23 atoms Cu 63.5 g Cu 1 mol Cu = 3.4 X 10 23 atoms Cu

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

66 Learning Check! What is the mass (in grams) of 1.20 X 10 24 molecules of glucose (C 6 H 12 O 6 )?

67 Learning Check! How many atoms of O are present in 78.1 g of oxygen? 78.1 g O 2 1 mol O 2 6.02 X 10 23 molecules O 2 2 atoms O 32.0 g O 2 1 mol O 2 1 molecule O 2

68 What is the percent carbon in C 5 H 8 NO 4 (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 Percent Composition

69 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).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). NO 2 2 atoms of O for every 1 atom of N NO 2 2 atoms of O for every 1 atom of N 1 mole of NO 2 : 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.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.

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

71 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. 4.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

72 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 14.01 g/mole moles of O = 5.34 g = 0.334 moles of O 16.00 g/mole 16.00 g/mole Formula: Formula: