Le idee della chimica Seconda edizione

Presentazione sul tema: "Le idee della chimica Seconda edizione"— Transcript della presentazione:

1 Le idee della chimica Seconda edizione
G. Valitutti A.Tifi A.Gentile Le idee della chimica Seconda edizione Copyright © 2009 Zanichelli editore

2 Capitolo 5 La quantità chimica: la mole
1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia 2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro 3. Quanto pesano un atomo o una molecola? 4. La massa atomica e la massa molecolare 5. Contare per moli 6. Formule chimiche e composizione percentuale Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

3 1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia
Dalton compilò la prima tabella delle masse atomiche degli elementi conosciuti, prendendo come riferimento l’atomo di idrogeno: la massa così espressa è detta massa atomica relativa. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

4 1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia
Le masse atomiche proposte da Dalton risultarono errate nella maggior parte dei casi perché Dalton partiva dal presupposto che la molecola d’acqua avesse formula HO, cioè che l’ossigeno fosse otto volte più pesante dell’idrogeno. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

5 1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia
Fu grazie alla distinzione fra atomi e molecole proposta da Stanislao Canizzaro (in base agli studi già compiuti nel 1811 da Amedeo Avogadro) che si arrivò alla corretta determinazione della massa degli atomi. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

6 2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro
Le ricerche condotte da Gay-Lussac sui gas confermarono l’esistenza di rapporti di combinazione ben precisi tra i loro volumi. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

7 2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro
Gay-Lussac arrivò quindi a formulare la legge di combinazione dei volumi. Il rapporto tra i volumi di gas che reagiscono tra loro è espresso da numeri interi e piccoli. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

8 2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro
La legge di combinazione dei volumi di Gay-Lussac e la teoria atomica di Dalton furono messe in relazione dal principio di Avogadro. Volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

9 3. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Canizzaro utilizzò il principio di Avogadro per correggere le masse atomiche relative conosciute e propose un metodo per misurarle che aveva origine dalla densità dei gas. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

10 3. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Il rapporto tra la densità di due sostanze gassose, alla stessa temperatura e pressione, è uguale al rapporto tra le masse delle loro singole molecole. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

11 3. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Il principio di Avogadro si può anche formulare matematicamente. A pressione e temperatura costanti, il volume di un gas è direttamente proporzionale al suo numero di molecole. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

12 4. La massa atomica e la massa molecolare
Le masse atomiche e le masse molecolari oggi si possono calcolare sperimentalmente utilizzando lo spettrometro di massa. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

13 4. La massa atomica e la massa molecolare
La massa atomica di un elemento è la massa relativa rispetto all’atomo di 12C. L’unità di massa atomica (u o dalton) è uguale a 1/12 della massa dell’atomo 12C. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

14 4. La massa atomica e la massa molecolare
La massa atomica relativa, MA, di un elemento è la sua massa espressa in unità u, quindi relativamente alla massa dell’atomo di carbonio. La massa molecolare relativa, MM o peso molecolare, è la somma delle masse atomiche che compaiono nella molecola. Per i composti ionici la massa molecolare relativa si calcola allo stesso modo ma prende il nome di peso formula. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

15 5. Contare per moli Il valore dell’unità di massa atomica, 1 u = 1,661  g, è estremamente piccolo per essere misurato con gli strumenti a noi conosciuti. È stato perciò necessario trovare una grandezza che mettesse in relazione gli atomi e le molecole con le grandezze misurabili con le bilance. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

16 Questa grandezza è la mole (mol).
5. Contare per moli Questa grandezza è la mole (mol). Una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari uguali al numero di atomi contenuti in 12 g di 12C. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

17 La massa molare M che si misura in g/mol, è la massa di una mole.
5. Contare per moli La massa di una mole di un elemento (o di un composto) è uguale alla sua massa atomica (o massa molecolare) espressa in grammi. La massa molare M che si misura in g/mol, è la massa di una mole. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

18 massa molare/massa atomica =
5. Contare per moli Avogadro si pose il problema di quante particelle elementari fossero contenute in una mole e lo risolse tramite il rapporto: massa molare/massa atomica = = 6,022  1023 particelle/mol Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

19 massa molare/massa atomica =
5. Contare per moli Il risultato del rapporto massa molare/massa atomica = = 6,022  1023 particelle/mol è noto come numero o costante di Avogadro. Una mole di sostanza contiene sempre ,022  1023 particelle (atomi, molecole o ioni). Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

20 5. Contare per moli In pratica, per calcolare il numero di moli di una sostanza si usa la formula: Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

21 6. Formule chimiche e composizione percentuale
Attraverso le formule chimiche che esprimono i rapporti di combinazione fra gli atomi componenti è possibile calcolare la percentuale in massa o composizione percentuale di ciascun elemento presente nel composto. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

22 6. Formule chimiche e composizione percentuale
La composizione percentuale è utile per determinare la massa effettiva di un elemento presente in una data massa di composto. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

23 6. Formule chimiche e composizione percentuale
Per mezzo dell’analisi qualitativa e quantitativa si calcolano sperimentalmente le percentuali in massa degli elementi, da cui si ricava la formula minima del composto. La formula minima indica il rapporto di combinazione minimo con cui gli atomi si legano per formare la molecola. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

24 6. Formule chimiche e composizione percentuale
I passaggi per determinare la formula minima sono i seguenti: • si scrive la massa m in grammi di ciascun elemento presente in 100 g di composto, cioè la sua percentuale in massa; • si calcola il numero di moli n di ciascun elemento; • si divide il numero di moli di ciascun elemento per il più piccolo numero di moli calcolato: i numeri interi che si ottengono sono gli indici numerici della formula; • si scrivono gli elementi e in basso a destra di ciascuno il rispettivo indice. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

25 6. Formule chimiche e composizione percentuale
Per ricavare la formula molecolare di un composto è necessario misurare sperimentalmente anche la sua massa molecolare. La formula molecolare è un multiplo della formula minima. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica