FORMULE CHIMICHE E BILANCIAMENTI

Presentazione sul tema: "FORMULE CHIMICHE E BILANCIAMENTI"— Transcript della presentazione:

1 FORMULE CHIMICHE E BILANCIAMENTI

2 La formula chimica La composizione delle particelle di un composto o di un elemento è espressa mediante una formula chimica. La formula chimica grezza o bruta è un insieme di simboli chimici e indici numerici che serve a indicare gli elementi che compongono un composto e la quantità con cui questi elementi si combinano. Fornisce un’indicazione su: composizione qualitativa (tipo di atomi presenti) composizione quantitativa (rapporto di combinazione fra atomi) CO : calcio zolfo ossigeno CaSO4 INDICE SIMBOLO CO2 : N.b. Nella formula di un elemento o di un composto viene indicata la composizione della più piccola particella che caratterizza la sostanza.

3 La formula chimica Ci sono alcune regole da rispettare. Ecco alcuni esempi: 1) Sodio  Rame  Potassio  Na Cu K 2) 2 atomi di idrogeno e 1 atomo di zolfo  H2S 1 ione calcio e 2 ioni cloruro  CaCl2 3) Mg2+ + O2–  Mg2+O2– MgO Le cariche si annullano! 4) Li2S o SLi2 ?  Li2S Si scrive di solito per primo il simbolo dell’elemento più metallico e si segue l’ordine: attenzione 5) AlCl3  3Al3+ + 3Cl – 1Al3+ + 3Cl – 6) CO ≠ Co  CO = carbonio e ossigeno (monossido di carbonio); Co = cobalto 7) 2O ≠ O2  2O = 2 atomi di ossigeno separati; O2 = 1 molecola di ossigeno 8) Ca(OH)2  1Ca2+ + 2OH–

4 La formula chimica Gli elementi
Gli elementi allo stato puro sono formati da atomi singoli o da molecole che contengono atomi tutti uguali tra loro. 11 elementi si trovano sempre allo stato di molecole. Molecole biatomiche: O2, H2, Cl2, F2, Br2, N2, I2 Molecole a più atomi: P4, S8, As4 Strutture complesse: Se Molti elementi (metalli e gas nobili) sono formati da singoli atomi. He, Al, Cu, C… Alcuni elementi inoltre possono essere presenti in natura sotto forma di molecole che contengono un numero differente di atomi (es. ossigeno e ozono).

5 La formula chimica I composti
I composti contengono atomi o ioni di elementi diversi uniti in rapporti numerici costanti. I composti molecolari (molecole) contengono atomi uniti fra di loro. La formula indica gli atomi presenti in una singola molecola. CH4 Metano NH3 Ammoniaca I composti ionici contengono ioni che si attraggono reciprocamente. La formula indica il rapporto di combinazione fra gli ioni (unità formula). NaCl Cloruro di sodio BrLi Bromuro di litio

6 Reazioni ed equazioni chimiche
TRASFORMAZIONE FISICA: è un processo in cui le sostanze presenti non alterano la composizione delle loro particelle, quindi non variano la loro natura (es: passaggi di stato). Le proprietà chimiche non mutano anche quando la sostanza si presenta in stati fisici differenti. TRASFORMAZIONE (REAZIONE) CHIMICA: è un processo in cui le sostanze presenti variano la loro composizione chimica e si trasformano in sostanze diverse (con formula chimica diversa), che hanno proprietà chimiche differenti rispetto a quelle da cui derivano (es: combustione). Legami fra molecole: legami a idrogeno TEMPERATURA

7 Reazioni ed equazioni chimiche
Le sostanze presenti all'inizio di una reazione chimica sono dette reagenti, mentre le sostanze che si ottengono al termine del processo sono chiamate prodotti. Ogni reazione viene rappresentata graficamente attraverso una equazione chimica che nell’esempio della combustione viene scritta in questo modo: La freccia indica la direzione in cui procede la trasformazione; a sinistra vengono scritte le sostan-ze reagenti e a destra le sostanze prodotte. REAGENTI PRODOTTI I fenomeni che si verificano più comunemente durante una reazione chimica sono la scomparsa o la formazione di un solido, il cambiamento di colore e/o dell'aspetto fisico, la formazione di gas, lo sviluppo di calore, l'emissione di luce.

8 Reazioni ed equazioni chimiche
Un'equazione chimica (di reazione) descrive le reazioni indicando i rapporti numerici tra le particelle dei reagenti e dei prodotti, rappresentate mediante le rispettive formule. Coefficiente stechiometrico: n. di particelle. Indice: n. di atomi/ioni di una certa specie chimica presenti in un composto. Stato fisico della sostanza. H2O  O H2 L’equazione non è bilanciata! (l) (g) (g) In una reazione chimica non si verifica la perdita o la formazione di atomi (gli atomi rimangono gli stessi, ma si combinano solo in modo diverso), perciò viene rispettata la… Legge di conservazione della massa: il numero di atomi di ogni specie chimica presente nei reagenti deve essere uguale al numero di atomi per quella specie chimica presente nei prodotti.

9 Le reazioni chimiche Questa equazione rispetta la legge di conservazione della massa? v ✓ Un’equazione si bilancia modificandone i coefficienti stechiometrici (non gli indici di formula!) I coefficienti stechiometrici sono numeri interi che vengono posti davanti alle formule e indicano il numero minimo di particelle che partecipano alla reazione. Vengono scelti in modo che l'equazione chimica rispetti la legge di conservazione della massa. Il coefficiente 1 si omette. Devono avere i minori valori possibili. Si segue l’ordine: metalli e non metalli (nei composti), ossigeno e idrogeno, acqua e elementi puri.

10 Le reazioni chimiche ESERCIZIO:
1) Indica il numero di atomi di ogni elemento per 3Ca3(PO4)2 9 Ca 6 P 24 O 2) Scrivi l’equazione della respirazione cellulare (esoergonica). C6H12O6(s) + O2(g)  CO2(g) + H2O(l) + E 3) Scrivi un’equazione bilanciata per la produzione di ossido di rameico (un atomo di rame e uno di ossigeno) a partire da rame e ossigeno. 2 Cu + O2  2 CuO 4) Scrivi un’equazione bilanciata per la produzione di acido cloridrico (un atomo di idrogeno e uno di cloro) a partire da idrogeno e cloro. H2 + Cl2  2 HCl 5) Bilancia le seguenti reazioni chimiche. 2 H2O2  2 H2O + O2 H2O2  H2O + O2 2 Al(OH)3 + 3 H2SO3  Al2(SO3)3 + 6 H2O Al(OH)3 + H2SO3  Al2(SO3)3 + H2O Mg + 2 HCl  H2 + MgCl2 Mg + HCl  H2 + MgCl2 H3PO4 + Ca(OH)2  Ca3(PO4)2 + H2O 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2  Ca3(PO4)2 + 6 H2O 2 Al2O3  4 Al + 3 O2 Al2O3  Al + O2 BaCl2 + K2SO4  BaSO4 + 2 KCl BaCl2 + K2SO4  BaSO4 + KCl Li2SO4 + K3PO4 → Li3PO4 + K2SO4 3 Li2SO4 + 2 K3PO4 → 2 Li3PO4 + 3 K2SO4 2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2 Na + H2O  NaOH + H2

11 1u = 1/12 della m di un atomo di 12C = 1,6605 X 10-24 g
La massa atomica Massa atomica assoluta: è la massa in grammi di un atomo, assume valori molto «piccoli»… È difficile da misurare, servono strumentazioni molto sensibili (spettrometro di massa). È difficile da confrontare. Massa atomica relativa: è la massa confrontata con la massa di una porzione di atomo scelta come unità di riferimento. Qual è l’unità di riferimento? L’unità di massa atomica (u), chiamata anche dalton, equivale alla dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12 (12C). 1u = 1/12 della m di un atomo di 12C = 1,6605 X g Cosa ti ricorda questo numero? La massa assoluta di un nucleone! Ovvero la massa di una delle dodici particelle subatomiche che compongono il nucleo di un atomo di 12C.

12 La massa atomica Ma in natura gli atomi di molti elementi sono rappresentati da più isotopi, quindi non è possibile ottenere un valore univoco di massa atomica per un certo elemento. Avranno masse atomiche differenti, la maggiore sarà quella del 14C. 12C 13C 14C Quindi la massa atomica relativa si definisce così… La massa atomica relativa (MA) di un elemento è la massa media espressa in u degli atomi presenti in un suo campione naturale. … e si calcola tramite il rapporto fra la massa assoluta di un atomo di quell’elemento e l’unità di massa atomica (u). MA = 𝑚 1𝑢 ESEMPIO: MACl = 35,45 Il valore della massa atomica di ogni elemento è riportato sulla tavola periodica!

13 La massa atomica E se vogliamo stimare la massa relativa di una molecola? Massa molecolare relativa: è la massa relativa di una molecola che adotta sempre come riferimento l’atomo di 12C. La massa molecolare relativa (MM) si calcola sommando la massa atomica di tutti gli atomi che compaiono nella formula chimica del composto o elemento. MMX2Y= 2 x MAX + 2 x MAY ESEMPIO: MMH2SO4 = 2 x MAH + MAS + 4 x MAO = MMH2SO4 = 2 x 1, , x 16,00 = 98,09 Nel caso dei composti ionici (costituiti da ioni anziché atomi) la massa molare si indica col nome di peso formula. Un esempio del fatto che in natura gli atomi degli elementi sono presenti in forma di diversi isotopi, ciascuno con una massa atomica diversa…

14 La mole 6,02 x 1023 particelle = 1 mol di particelle
Quante uova contiene una confezione di questo tipo? Per contare rapidamente quanti atomi o molecole utilizzano in ogni esperimento, i chimici hanno scelto di esprimere la quantità di sostanza contenuta in un campione con una grandezza chiamata mole. 6,02 x 1023 particelle = 1 mol di particelle La mole (mol) è una quantità di sostanza che contiene 6,02 x 1023 particelle, che è pari al numero di atomi contenuti in 12 g di 12C. Per esempio, una mole di atomi di ossigeno ha una massa 16 volte più grande di una mole di atomi di idrogeno perché la massa atomica dell'ossigeno è 16 volte più grande di quella dell'idrogeno. Il numero di particelle (6,02 x 1023) è conosciuto come numero o costante di Avogadro. Una mole di sostanza contiene sempre lo stesso numero di particelle, ma non ha una massa sempre uguale.

15 Calcoli con le moli La massa di una mole di sostanza è detta massa molare (M). La massa molare, cioè la massa di una mole di sostanza, è numericamente uguale alla valore della massa relativa di una sua particella espressa in g/mol, cioè alla massa atomica (MA) o massa molecolare (MM). M è uguale a MA/MM espressa in g/mol ESERCIZIONE: Calcola la massa molare dell’acido solforico, H2SO4. Dapprima è necessario calcolare la massa molecolare dell’acido solforico a partire dalla somma delle masse atomiche degli elementi. MMH2SO4 = 2 x MAH + MAS + 4 x MAO = Esercizio: Calcola la massa molare di CCl4 e di Al2(SO4)3 Calcola la massa molare di CH4 e H2B4O7 MMH2SO4 = 2 x 1, , x 16,00 = 98,09 u Quindi: 1 mol H2SO4 = 98,09 g Da cui si ricava la massa molare (M) dell’acido solforico, pari a : MH2SO4 = 98,09 g/mol

16 Calcoli con le moli n = 𝑚 𝑀 M = 𝑚 𝑛 m = n X M RICAPITOLANDO…. n = 𝑚 𝑀
Come si può calcolare il numero di moli presenti in un campione di una certa sostanza? Le moli n di una sostanza, la massa m e la massa molare M sono legate dalle seguenti relazioni: n = 𝑚 𝑀 M = 𝑚 𝑛 m = n X M RICAPITOLANDO…. Per calcolare la massa molare (M) di un elemento: Considera la massa atomica (MA) (quella riportata per ogni elemento sulla tavola periodica) ed esprimila in g/mol. Per calcolare la massa molare (M) di un composto: Considera la massa atomica (MA) di ogni elemento che forma il composto, fai la somma per ottenere la massa molecolare (MM) ed esprimila in g/mol. Per calcolare le moli di un elemento/composto data la massa (m): Dividi la massa (m) per la massa atomica (MA) (elemento) o per la massa molecolare (MM) (composto). n = 𝑚 𝑀

17 Calcoli con le moli ESERCIZI:
La massa molare di una sostanza è 17,03 g/mol. Si tratta di ammoniaca, NH3, o di metano, CH4? [sommo le masse atomiche degli elementi di ciascun composto e verifico] Quante molecole di anidride carbonica, CO2, sono presenti in una mole? Quanti atomi di carbonio? Quanti atomi di ossigeno? [6,022…; 6,022…; 2 x 6,022…] Calcola la quantità in moli contenuta in 73,5 g di fosfato di calcio, Ca3(PO4)2. [n = m/M, per calcolare M parto da MM che è la somma delle MA degli elementi del composto] Calcola la massa di 0,542 mol di monossido di calcio (CaO). [m = n x M] 0,500 mol di un gas hanno massa 10,1 g. Qual è la massa molecolare del gas? Di che gas si tratta secondo te? Suggerimento: è un gas nobile.

18 Calcoli con le moli ESERCIZI:
Quante moli sono presenti in 54 g di acqua? E quante molecole? [3 mol; 18,06 x 1023 molecole] Suggerimento: in una mole ci sono 6,02 x 1023 molecole. A quante moli corrispondono 3,01 x 1023 molecole di acqua? Quanti grammi sono? [0,5 mol; 9 g] A quante moli corrispondono 6,02 x 1024 molecole di idrogeno (H2)? Quanti grammi sono? [10 mol; 20 g] Se una penna ha massa 5 g, qual è la massa di 1 mol di penne? Qual è la massa di 10 mol di CO2? A quante molecole corrispondono? [440 g; 60,2 x 1023 ovvero 6,02 x 1024 molecole]

19 Calcoli con le moli SOLUZIONI ESERCIZI DEL LIBRO:
32 40,31u; 159,7u; 78,004u; 34,016u; 34,086u; 84,32u; 256,56u; 110,98u; 159,62u; 102,106u 33 a) 6,02 x 10^23; b) 64u (MMSO2) -32g (MS) ; c) 6,02 x 10^23; d) 28u-28g 34 B 35 30,01u-30,01g; 16,042u-16,042g; 105,99u-105,99g; … 36 15,005 g; 8,021 g; 52,995 g; … 37 a) CH3COOH-NH4Cl; b) ; c) no, anche dal tipo di atomi e dalla loro massa 42 50g x 6,02 x 10^23 = … 43 sì-no-no 45 C 46 C 47 A 48 C 49 a) 10 mol; b) 0,5 mol; c) 5 mol; d) 10 mol 50 B

20 La concentrazione delle soluzioni
Solvente: componente in proporzione maggiore La soluzione è un miscuglio omogeneo, non un composto. Soluto: componente in proporzione minore In che proporzione? Dipende… non sono costanti. La concentrazione misura il rapporto tra la quantità di soluto e la quantità di solvente o soluzione. La concentrazione è una proprietà intensiva. Ovvero? Proprietà intensive: le proprietà fisiche di una sostanza che non dipendono dalla dimensione del campione (densità, temperatura di ebollizione, pH, concentrazione…). Proprietà estensive: le proprietà fisiche di una sostanza che dipendono dalla dimensione del campione (massa, peso, lunghezza, volume, energia…).

21 La concentrazione delle soluzioni
I chimici spesso esprimono la concentrazione in funzione della quantità chimica (la mole). La molarità (M) è data dal rapporto tra la quantità chimica in numero n di moli di soluto e il volume V della soluzione, espresso in litri. Molarità = M (mol/L) = 𝑛 𝑆𝑂𝐿𝑈𝑇𝑂 (𝑚𝑜𝑙) 𝑉 𝑆𝑂𝐿𝑈𝑍𝐼𝑂𝑁𝐸 (𝐿) La molarità dipende dalla temperatura: il volume della soluzione si di dilata e si contrae. N.b. Attenzione a non confondere la molarità (M) con la massa molare (M). ovvero?