“Il Linguaggio Chimico”

Presentazione sul tema: "“Il Linguaggio Chimico”"— Transcript della presentazione:

1 “Il Linguaggio Chimico”

2 GLI ATOMI SI PESANO Già più di due secoli fa, i chimici sentirono il bisogno di pesare gli atomi, di determinare quindi la massa dei differenti elementi chimici. Ovviamente questo è sempre stato un problema impossibile da risolvere direttamente poiché non è certo eseguibile la pesata diretta di un atomo, è stato però risolto indirettamente per confronto. Innanzitutto è stato necessario determinare un'unità di massa atomica cioè una massa con la quale confrontare le masse degli atomi dei differenti elementi.

3 L'UNITA' DI MASSA ATOMICA
(abbreviazioni u.m.a. oppure u) corrisponde alla dodicesima parte della massa dell'isotopo 12 del carbonio.

4 L'UNITA' DI MASSA ATOMICA Relativa
Il numero di massa non deve essere in alcun modo confuso con la massa effettiva di un atomo. Per indicare le masse degli atomi (o dei composti chimici) sarebbe oltremodo scomodo usare l'unità di misura ordinaria della massa, il kg o il g. Per questo motivo i chimici hanno ideato una unità di misura relativa, prendendo come riferimento la massa del nuclide 12C, al quale si assegna il valore 12.

5 L'UNITA' DI MASSA ATOMICA
L'unita di massa atomica relativa - abbreviazione u.m.a. (o meglio u) - è 1/12 (un dodicesimo) della massa del 12C. L'unità di massa atomica è un numero adimensionale in quanto è il rapporto fra due numeri con la stessa dimensione. La massa atomica relativa è detta anche peso atomico, in ogni caso questa grandezza è adimensionale. Una u corrisponde a circa 1.66 x g.

6 Massa atomica relativa Il caso del fosforo
Il fosforo è un elemento mononuclidico, è cioè costituito esclusivamente dal nuclide 31P. La massa atomica relativa del fosforo è : 30, Ciò significa che la massa di un atomo di fosforo-31 è 30, volte maggiore della dodicesima parte della massa dell’atomo di carbonio 12.

7 Le Masse atomiche sono riportate nella Tavola Periodica

8 GLI ATOMI SI CONTANO… Le trasformazioni chimiche avvengono per reazione fra particelle elementari : gli atomi Nel laboratorio chimico bisogna trovare un modo comodo e semplice per prendere in considerazione quantità uguali di atomi di elementi diversi, pur essendo impossibile contarli uno per uno.

9 GLI ATOMI SI CONTANO… Problema:
Quanti atomi di ogni elemento sono presenti in un campione? I numeri in gioco sono astronomici (dell’ordine di 1023 e più). Pesare è contare….

10 Pesare è contare…. 2 g 20 g 23 palline Una pallina rossa pesa 2 g
… e 10 palline ? 20 g … Quante palline ci sono in 46 g ? 23 palline

11 Pesare è contare…. 6 g 2 g 10 g 22 g 72 g 120 g Una pallina rossa
Una pallina gialla Una pallina verde 6 g 2 g 10 g Una dozzina Una dozzina Una dozzina 22 g 72 g 120 g

12 Inventiamo un nuovo raggruppamento il Mule….
Ogni mule contiene un numero pre-stabilito di palline = 23 Un Mule di palline verdi Un Mule di palline rosse Un Mule di palline gialle Peso (23 x 2) = 46 g (23 x 6) = 138 g (23 x 10) = 230 g Num. palline 23 23 23

13 Confrontiamo i Mule di palline
3 Mule di palline verdi 3 Mule di palline rosse 3 Mule di palline gialle Peso 44 g x 3 = 138 138 g x 3 = 414 230 g x 3 = 690 Num. palline 23 x 3 = 69 69 69 Conclusione: le masse sono diverse ma il numero complessivo di elementi è uguale

14 Passiamo agli atomi… Gli atomi e le molecole sono estremamente piccoli, per cui, in un campione visibile di sostanza, è presente un numero enorme di particelle. I chimici lavorano con atomi e molecole pesando sulle bilance le quantità necessarie di sostanze e, contemporaneamente, sanno esattamente con quante particelle hanno a che fare, anche se non possono contarle.

15 La mole e il numero di Avogadro
Per poterlo fare i chimici hanno definito l’unità di quantità di sostanza, la “mole”. Ogni mole contiene un determinato numero N di particelle. Questo numero viene definito “numero di Avogadro”

16 La mole e il numero di Avogadro
Il numero di Avogadro è un numero enorme è pari a: NA = 6, Una Mole = 6, particelle contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 12 g di carbonio 12

17 Definizione di mole Se misuriamo esattamente 12 g di carbonio 12, abbiamo esattamente 1 mol di atomi di carbonio 12. Nel mucchietto ci sarà esattamente il numero di Avogadro di atomi.

18 Definizione di mole Una mole è la quantità di sostanza che contiene 6, particelle elementari (atomi, molecole, ioni, o altre unità microscopiche). 1 mole di qualsiasi sostanza contiene 6,02 x 1023 particelle

19 Numero di Avogadro o costante di Avogadro
Riassumendo … La mole è una quantità di sostanza … contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 12 g di carbonio 12. Il numero di queste entità è : 6,022 x 1023 Numero di Avogadro o costante di Avogadro Le entità elementari devono essere specificate e possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni, ecc, ovvero gruppi specificati di tali particelle.

20 In pratica … Una mole di atomi è una quantità in grammi di un elemento, numericamente uguale alla massa atomica relativa dell’elemento stesso. es. :

21 Ciascun campione è costituito da 1 mol di atomi del rispettivo elemento:
32 g di zolfo, 201 g di mercurio, 207 g di piombo, 64 g di rame, 12 g di carbonio.

22 Una mole di atomi Una MOLE di ATOMI è costituita da:
UN NUMERO DI GRAMMI UGUALE ALLA MASSA ATOMICA DELL’ELEMENTO. Una mole di ferro ha una massa di 55,85 g, la massa atomica del ferro è 55,85 u.

23 Una mole di molecole Una MOLE di MOLECOLE di un composto è costituita da: UN NUMERO DI GRAMMI UGUALE ALLA MASSA MOLECOLARE DEL COMPOSTO. Una mole d’acqua ha una massa di 18,02 g, la massa molecolare dell’acqua è 18,02 u.

24 Dal mondo microscopico a quello macroscopico
C O CO2 MONDO MICROSCOPICO 1 atomo molecola molecola MA =12 u MM=32 u MM=44 u X N = 6,02 x 1023 X N = 6,02 x 1023 X N = 6,02 x 1023 MONDO MACROSCOPICO 1 mole di atomi 1 mole di molecole 1 mole di molecole 12 g g g

25 Massa molare La massa molare di un elemento è la massa atomica espressa in grammi. La sua unità unità è g/mol (grammi per mole). La massa molare è indicata con la lettera M (o PM). La massa molare può essere dedotta dalla Tavola periodica o può essere calcolata.

26 Concetto di mole Diagramma n. 2 Gr-mole mole gr-molecola P.M.
NA gr-molecola P.M. gr-formula P.A. P.F. gr-atomo U.M.A. Diagramma n. 2

27 Numero di particelle pari a
Sintesi TERMINE CHIAVE DEFINIZIONE 1 U.M.A. Per unità di massa atomica s’intende 1/12 dell’atomo di carbonio 2 P.A. Il peso atomico è un numero che ci dice quante volte un atomo è più grande dell’u.m.a. 3 P.M. Il peso molecolare è un numero che ci dice quante volte un molecola è più grande dell’u.m.a. mole Numero di Avogadro di particelle Numero di Avogadro Numero di particelle pari a 6, 7 gr-mole Una grammo-mole è il peso in grammi di una mole di particelle 8 gr-atomo Un grammo-atomo è il peso di una mole di atomi Gr- molecola Una grammo-molecola è il peso di una mole di molecole

28 La Mole al lavoro Problemi :
Trovare il numero di moli contenute in una massa data di una certa sostanza Determinare la massa di una sostanza conoscendo il numero delle moli

29 Trovare il numero di moli contenute in una massa data di una certa sostanza
N moli = Massa della sostanza in g Massa molare della sostanza g/mol Es. Trovare il n. di moli contenute in 10 g di Zolfo Massa Zolfo 10 g = N moli Zolfo = = 0,312 mol 32,1 g/mol Massa molare Zolfo

30 Per facilitare i calcoli
Il Magico triangolo x Massa M.A.r. Moli Massa g Numero di moli Massa Atomica relativa: U

31 Es. N. Moli in 32,5 g di Zn (65 u) Il Magico triangolo x Massa M.A.r.
? Numero di moli =?

32 Es. N. Moli in 32,5 g di Zn (65 u) Il Magico triangolo x 32,5 65 ?
32.5 g/65 = 0,50 mol

33 Massa(g) = N. di Moli x Massa molare della sostanza g/mol
Determinare la massa di una certa sostanza conoscendo il numero delle moli Massa(g) = N. di Moli x Massa molare della sostanza g/mol Es. Calcolare la massa di 3,0 moli di Mg (A: Mg =24U) Massa(g) = N. di Moli Mg x = Massa molare Mg Massa(g) = 3,0 x 24 U = 72 g

34 Es. la massa di 0,20 moli di CO2 Il Magico triangolo x ? M.A.r. Moli
Massa g =?

35 Es. la massa di 0,20 moli di CO2 Il Magico triangolo x C=12 u; O=16 u
CO2 = = 44 u Il Magico triangolo x ? 44 u 0,20 Massa g =8,8 g

36 Masse e reazioni chimiche
I coefficienti nell’equazione bilanciata possono essere interpretati come numero di composti coinvolti o come ammontare in moli degli stessi composti. Il fattore stechiometrico correla l’ammontare in moli di ogni coppia di sostanze attraverso i loro coefficienti nell’equazione bilanciata: Il fattore stechiometrico usato in combinazione con la massa molare mette in relazione le masse in grammi di ogni coppia di sostanze nella reazione. 21/02/2019

37 Fattore stechiometrico
Convertire la massa di un composto in unità di moli usando la massa molare di quel composto. Determinare il numero di moli del secondo composto che reagiscono con il primo, usando le moli del primo composto ed il fattore stechiometrico. Convertire le moli del secondo composto in grammi usando la massa molare del secondo composto.

38 Reazioni controllate dalla quantità di uno dei reagenti
Se il rapporto tra le quantità molari dei reagenti in una miscela di reazione è uguale al rapporto dei loro coefficienti nell’equazione bilanciata, tutti i reagenti vengono totalmente consumati; non è uguale al rapporto dei loro coefficienti nell’equazione bilanciata, solo una sostanza verrà completamente consumata; Il reagente limitante “limita” il decorrere della reazione. Gli altri reagenti presenti in eccesso, rimarranno parzialmente nel recipiente della reazione quando essa si fermerà. 21/02/2019

39 Soluzioni e concentrazioni
Soluzione: miscela omogenea fra due o più sostanze soluto: componente presente in minore quantità solvente: componente presente in maggiore quantità Molarità (M) = mole di soluto = mol volume della soluzione L Molalità (m) = mole di soluto = mol kg di solvente kg Normality does not appear on the AP Exam, but it still used sometimes in academia.