Forma e volume determinati Gas La materia è qualsiasi cosa abbia una massa e occupi uno spazio. Esiste in tre stati: Solido Forma e volume determinati.

Presentazione sul tema: "Forma e volume determinati Gas La materia è qualsiasi cosa abbia una massa e occupi uno spazio. Esiste in tre stati: Solido Forma e volume determinati."— Transcript della presentazione:

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3 Forma e volume determinati Gas
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

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7 Viene identificato dal suo simbolo
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.

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9 L’acqua, H2O, è un composto di idrogeno, H, e ossigeno, O.
Un composto è una sostanza pura che è formata da più di un elemento. I composti hanno composizione fissa (percentuale in massa). L’acqua, H2O, è un composto di idrogeno, H, e ossigeno, O. L’acqua, H2O, contiene esattamente l’11,19% di idrogeno e l’88,81 % di ossigeno.

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

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

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

13 Metodi di separazione dei componenti di una miscela

14 Esercizio Note le quantità dei reagenti determinare la quantità di prodotto ottenibile Es: Calcolare quanti g di Al2(SO4)3 si ottengono da 300 g di Al(OH)3 e 800 g di H2SO4 , secondo la reazione: 2 Al(OH) H2SO Al2(SO4) H2O Le esercitazioni di laboratorio e gli esercizi implicano quasi sempre quantità misurate con valori numerici specifici

15 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 dm3 .

16 Unità di misura e sistema metrico
tera T giga G femto f atto a 10-10 m = 1 angstrom = 1Å

17 Strumenti e unità 1 mL = 1 cm3 Il volume viene misurato in :
centimetri cubici 1 cm3 = (10-2m)3 =10-6 m3 litri (L) L = 10-3 m3 = 103 cm3 = 1 dm3 millilitri (mL) mL = 10-3 L = 10-6 m3 1 mL = 1 cm3

18 Nel sistema metrico la massa viene espressa in :
grammi g = 10-3 kg chilogrammi Kg = 103 g Milligrammi mg= 10-3 g

19 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: Tk = 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 !!!!!

20 Conversione di unità di misura

21 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.

22 Mentre massa e volume sono proprietà estensive,
La densità è una proprietà fisica ed è : massa m volume V ed è normalmente espressa in g/cm3. densità = d = Mentre massa e volume sono proprietà estensive, il loro rapporto è intensivo.

23 m = d • V d = m / V V = m / d m = 1.588 g/mL • 155 mL = 246 g
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 g/cm3. Quanti grammi di zucchero ci sono in 155 mL di zucchero? m = d • V d = m / V V = m / d m = g/mL • 155 mL = 246 g

24 Teoria atomica Dividere un corpo significa separare gli esseri semplici, gli ‘atomi’che lo compongono; essi sono eterni, intrasformabili,indivisibili,impenetrabili. Gli atomi muovendosi in tutte le direzioni, possono urtarsi e rimbalzare mutando velocità; gli urti avvenuti di striscio originano i vortici che a loro volta sono capaci di generare corpie mondi”.………… “Secondo le convenzioni vi è un dolce ed un amaro, un caldo ed un freddo, e secondo le convenzioni vi è un ordine. In verità vi sono atomi e vuoto. Democrito di Abdera Dal Rerum Natura di Lucrezio

25 Teoria Atomica di Dalton
La materia è formata da particelle indivisibili e indistruttibili, gli atomi. Gli elementi sono sostanze pure formati da atomi tutti uguali e con la stessa massa. Atomi di elementi diversi (idrogeno, ossigeno, carbonio,...) hanno diverse proprietà e hanno masse diverse. I composti sono sostanze formate dall'unione di due o più atomi diversi che si combinano secondo un rapporto definito e intero. Gli atomi sono le unità delle trasformazioni chimiche.

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27 Peso Molecolare Moli

28 Atomo protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me
Nucleo, formato da protoni e neutroni Guscio di elettroni in movimento protoni mp nucleo neutroni mn elettroni me

29 Unità di massa atomica ( u.m.a.):
1/12 della massa di 12C ( = 1,6606×10-27 kg) z A 12 il Nucleo contiene 6 protoni e 6 neutroni C ; C 6 Numero di massa z A Simbolo chimico del carbonio C Numero atomico Un isotopo, dal greco ἴσος (ìsos, "stesso") e τόπος (tòpos, "posto"), è un atomo di uno stesso elemento chimico, avente perciò lo stesso numero atomico Z, che ha differente numero di massa A, e quindi differente massa atomica M. La differenza dei numeri di massa è dovuta ad un diverso numero di neutroni presenti nel nucleo dell'atomo, a parità di numero atomico

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

31 La maggior parte degli elementi si trova in natura come
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). La massa atomica relativa tiene conto dell’abbondanza naturale dei vari isotopi: massa atomica Cl = 34,97 uma x 75,53/ ,97 uma x 24,47/100 = 35,46 uma

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

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35 The Mole 1 dozen cookies = 12 cookies
1 mole of cookies = 6.02 X 1023 cookies 1 dozen cars = 12 cars 1 mole of cars = 6.02 X 1023 cars 1 dozen Al atoms = 12 Al atoms 1 mole of Al atoms = 6.02 X 1023 atoms Note that the NUMBER is always the same, but the MASS is very different! Mole is abbreviated mol

36 A Mole of Particles Contains 6.02 x 1023 particles
= x 1023 C atoms = x 1023 H2O molecules = x 1023 NaCl “molecules” (technically, ionics are compounds not molecules so they are called formula units) 6.02 x 1023 Na+ ions and 6.02 x 1023 Cl– ions 1 mole C 1 mole H2O 1 mole NaCl

37 Learning Check 1. Number of atoms in 0.500 mole of Al a) 500 Al atoms
b) x 1023 Al atoms c) x 1023 Al atoms 2.Number of moles of S in 1.8 x 1024 S atoms a) mole S atoms b) mole S atoms c) x 1048 mole S atoms

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39 Molar Mass 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 = g 1 mole of Mg atoms = 24.3 g 1 mole of Cu atoms = 63.5 g

40 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

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

42 Molar Mass of Molecules and Compounds
Mass in grams of 1 mole equal numerically to the sum of the atomic masses 1 mole of CaCl2 = g/mol 1 mole Ca x 40.1 g/mol + 2 moles Cl x 35.5 g/mol = g/mol CaCl2 1 mole of N2O4 = 92.0 g/mol

43 g/mol

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45 La massa molecolare di C6H12O6 è :
Qual è la massa molecolare del glucosio? Il glucosio è costituito da molecole di formula C6H12O6. C massa atomica g/mol H g/mol O g/mol La massa molecolare di C6H12O6 è : (6 x ) g/mol + (12 x ) g/mol + (6 x ) g/mol = 180,1589 uma

46 Calculations with Molar Mass
Grams Moles

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48 g/mol

49 g/mol

50 Converting Moles and Grams
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

51 1. Molar mass of Al 1 mole Al = 27.0 g Al
2. Conversion factors for Al 27.0g Al or mol Al 1 mol Al g Al 3. Setup 3.00 moles Al x g Al 1 mole Al Answer = g Al

52 Esercizio Calcolare il numero di moli contenute in 13 g di caffeina, C4H5N2O. Il peso molecolare della caffeina è: P.M. =(4 x )+(5 x 1.008)+(2 x ) = g/mol = P.M. (g/mol) n(mol) m(g) 97.09 g/mol 13 g 0.13 mol

53 m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol)
Esercizio Calcolare la massa in grammi di 1.53 moli di CF2Cl2, un clorofluorocarburo. Il peso molecolare di CF2Cl2 è: P.M. =(12.011)+(2 x )+(2 x )= g/mol m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol) 1.53 mol x g/mol = g

54 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 g di H e g di O, le percentuali in massa dei due elementi sono: Composizione percentuale dell’acqua 100 g 11.19 g x 100 = 11.19 % H = 88.81 % O 100 g 88.81 g x 100

55 Atoms/Molecules and Grams
Since 6.02 X 1023 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 through MOLES.

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

57 Atoms/Molecules and Grams
How many atoms of Cu are present in 35.4 g of Cu? 35.4 g Cu mol Cu X 1023 atoms Cu g Cu mol Cu = 3.4 X 1023 atoms Cu

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

59 Learning Check! What is the mass (in grams) of 1.20 X 1024 molecules of glucose (C6H12O6)?

60 Learning Check! How many atoms of O are present in 78.1 g of oxygen?
78.1 g O2 1 mol O X 1023 molecules O2 2 atoms O g O mol O molecule O2

61 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). NO atoms of O for every 1 atom of N 1 mole of NO2 : 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.

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

63 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. 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

64 A sample of a brown gas, a major air pollutant, is found to contain 2
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 = moles of N 14.01 g/mole moles of O = g = moles of O 16.00 g/mole Formula:

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66 1) La caffeina contiene il 49. 48% di carbonio, il 5
1) La caffeina contiene il 49.48% di carbonio, il 5.190% di idrogeno, il 16.47% di ossigeno e il 28.85% di azoto. Calcolare la formula empirica. Sapendo che il suo peso molecolare è g/mol determinare la formula molecolare. Assumiamo 100 g di composto pertanto le masse degli elementi sono: g di carbonio, g di idrogeno, g di ossigeno e g di azoto. Determiniamo le moli di ciascun elemento: moli di C = g/ g/mol= mol moli di H = g/ g/mol= mol moli di ossigeno = g / g/mol= 1.029mol moli di N = g / g/mol= mol Dividiamo per il numero più piccolo, in questo caso per trovare il rapporto tra le moli: C => 4.120/ = 4 H => 5.149/ = 5 O => 1.029/ = 1 N => 2.060/ = 2 La formula empirica del composto è quindi C4H5ON2. Per ottenere la formula molecolare calcoliamo il peso molecolare corrispondente alla formula minima che risulta essere pari a ( 4 x ) + 5(1.008) (2 x ) = 97.0 g/mol Determiniamo quante volte il peso molecolare della sostanza è maggiore rispetto al peso molecolare della formula minima: g/mol/ 97.0 g/mol = 2 Per ottenere la formula molecolare si deve quindi moltiplicare per 2 la formula minima: C8H10O2N4

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68 A quante moli di H2O corrispondono 3.48 g di H2O ?
H2O massa molecolare uma 1 mole di H2O corrisponde a g 3.48 g g/mol n = = mol Peso in grammi Peso di 1 mole Peso molecolare Mole =

69 Quante molecole di H2 e Cl2 sono presenti in 0.496 moli ?
In moli di qualsiasi sostanza vi saranno : Numero di molecole = mol x 6.02 •1023 molec/mol= = 2.99 •1023 molec moli = g P.M. (g/mol) Numero di molecole = moli x NA

70 Quanti grammi di ossigeno ci sono in 0.150 moli di P2O5 ?
1 mole di P2O5 contiene 5 moli di O 0.150 moli di P2O5 contengono quindi : 0.150 moli x 5 = moli di O Il peso atomico di O è uma 1 mole di O peserà g 0.750 moli di O peseranno 0.750 x g/mol = 12.0 g di Ossigeno

71 Determinare il numero totale di moli di NH3 in un campione ottenuto mescolando tre campioni contenenti: 7.90 g di NH3, moli di NH3 e 8.551• 1023 molecole di NH3. 7.90 g di NH3 corrispondono a: 7.90 g g/mol n = = mol

72 8.551• 1023 8.551• 1023 molecole di NH3 corrispondono a:
6.022• 1023 molec/mol = mol Il numero totale di moli sarà: ( ) moli = moli di NH3

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74 Formula minima

75 La formula molecolare di un composto fornisce il numero effettivo degli atomi di tutti gli elementi presenti nella molecola della sostanza. Il composto avente formula minima CaHbOc ha formula molecolare CxHyOz x, y e z sono numeri interi proporzionali ad a, b e c , ed indicano che nella molecola del composto sono presenti x atomi di C, y atomi di H e z atomi di O.

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82 100 g del composto A contengono :
Un composto organico A, contenente soltanto C, H e O, ha dato i seguenti risultati: C % ; H % ; O %. Determinare la formula minima del composto. 100 g del composto A contengono : 55.81g di C ; 7.02g di H ; 37.17g di O. 100 g del composto A contengono dunque: 55.81 g 12.01 g/mol nC = = 4.65 mol di C

83 7.02 g 1.00 g/mol nH = = 6.96 mol di H 37.17 g 15.99 g/mol nO = = 2.32 mol di O Il rapporto tra il numero di moli di C, H, e O è : 4.65 : : Questo è anche il rapporto tra il numero di atomi nel composto A che si potrebbe quindi scrivere C4.65H6.96O2.32

84 Nella formula minima il rapporto tra gli elementi presenti deve essere espresso con numeri interi primi fra loro. Si dividono allora i numeri ottenuti per il più piccolo : 4.65 2.32 = 2.000 C Formula minima 6.96 2.32 = 3.000 C2H3O H 2.32 = 1.000 O

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86 100 g di glucosio contengono :
Il glucosio è costituito per il 40.00% di carbonio, il 6.71 % di idrogeno e il % di ossigeno. Calcolare la formula empirica e molecolare sapendo che il glucosio ha un peso molecolare di circa 175 gmol-1. 100 g di glucosio contengono : 40.00 g di C ; 6.71 g di H ; g di O. Calcoliamo il numero di moli: 40.00 g 12.01 g/mol nC = = 3.33 mol di C

87 CH2O (CH2O)6 C6H12O6 Formula molecolare Formula minima
Il peso molecolare di CH2O è : (2 x 1.00) = g/mol 175 g/mol 30.03 g/mol = 6 Formula molecolare CH2O Formula minima (CH2O)6 C6H12O6

88 9 moli di C ; 8 moli di H ; 4 moli di O.
L’acido acetilsalicilico, costituente fondamentale dell’aspirina, ha formula C9H8O4. Determinare le percentuali di C, H e O. Le quantità relative di C, H e O nell’acido acetilsalicilico sono: 9 moli di C ; 8 moli di H ; 4 moli di O. 9 moli di C corrispondono a: 9 x = 108, 100 g 8 moli di H corrispondono a: 8 x = g

89 4 moli di O corrispondono a: 4 x 15.9994 = 63.9976 g
Il peso molecolare di C9H8O4 è g. Le percentuali di C, H e O sono: g g = % C • 100 g g = % H • 100 g g = % O • 100

90 Qual è la composizione percentuale in peso del benzene, C6H6 ?
In una mole di C6H6 ci sono: 6 moli di Carbonio 6 moli di Idrogeno I grammi di C sono: 6 x = 72, 066 g I grammi di H sono: 6 x = g

91 Le percentuali di C e H sono:
Il peso totale di C6H6 è ( )g = g. Le percentuali di C e H sono: g g = % C • 100 g g = % H • 100