Lezione n. 4 1

Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero di massa A (numero di neutroni

e di protoni) e dal numero atomico Z (numero di protoni)

NUCLIDINUCLIDI

NA

Z

Lezione n. 4 2

Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni.

Il numero Z caratterizza la specie atomica. Nuclidi con lo stesso Z ma

differente A possono esistere e si chiamano isotopi

NUCLIDINUCLIDI

Lezione n. 4 3

IsotopiIsotopi

1 H1

21 H 3 H

1

La massa relativa dei nuclidi è oggi ottenutacon alta precisione con strumenti chiamati spettrometri di massa

Esistono strumenti che consentono di misurarele masse di nuclidi con la precisione di 11

cifre significative.

28Si = 27.97602653 u

Lezione n. 4 4

Unità di Massa AtomicaUnità di Massa Atomica

Una unità di massa atomica, 1u, si definisceesattamente uguale a 1/12 della massa

dell’atomo 12C1 u = 1.6605(1) ·10-24 g

La massa dell’atomo 12C è esattamente 12 u.

(u - uma - Da)

Lezione n. 4 5

Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di

miscela isotopica naturale

MISCELE ISOTOPICHEMISCELE ISOTOPICHE

Lezione n. 4 6

Le specie atomiche sono 114, di cui 90 naturali; di queste, 81

hanno almeno un nuclide stabile

GLI ELEMENTIGLI ELEMENTI

Lezione n. 4 7

ELEMENTI

Lezione n. 4 8

La MOLE è l’unità di misura della quantità di sostanza.

Il suo simbolo è mol

LA MOLELA MOLE

Lezione n. 4 9

MoleMole ee Numero di AvogadroNumero di Avogadro

Una mole è di sostanza è quella quantità di sostanza che contiene un

numero NNAA di particelle

NNAA è un numero che è chiamato Numero di Avogadro

NNAA è il numero di atomi che stanno esattamente in 12 g di 12C

Lezione n. 4 10

MoleMole ee Numero di AvogadroNumero di Avogadro

NNAA = 6.0221367(36) ·106.0221367(36) ·102323 mol mol-1-1

Una mole di 23Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di 23Na ed ha massa

(in g) uguale al numero che esprime la massa relativa dell’atomo 23Na rispetto a quella di 12C

Lezione n. 4 11

MoleMole ee Numero di AvogadroNumero di Avogadro

NNAA = 6.0221367(36) ·106.0221367(36) ·102323 mol mol-1-1

1 mole di elettroni contiene NNAA elettroni

1 mole di Fe contiene NNAA atomi di ferro

1 mole di CH4 contiene NNA A molecole di metano

Lezione n. 4 12

MoleMole ee Massa MolareMassa Molare

E’ detta MASSA MOLAREMASSA MOLARE di una sostanza la massa in grammi di una mole di quella sostanza.

La MASSA MOLAREMASSA MOLARE è uguale alla massa atomica (o molecolare) di quella sostanza espressa in grammi ed ha le dimensioni di g·mol-1

Lezione n. 4 13

Massa Media e Massa MolareMassa Media e Massa Molare

La massa media dell’idrogeno è 1.007976 ue 1 u = 1.6605(1) ·10-24 g, allorala massa media di un atomo di H

espressa in g è:1.007976 · 1.6605 ·10-24 g = 1.6737 ·10-24 g

La massa molare è la massa espressain grammi di una mole di sostanza, allora

per l’idrogeno la massa molare è:1.6737 ·10-24 g · 6.0221367 ·1023 mol-1 =

1.0079 g mol-1

Lezione n. 4 14

Massa Media e Massa MolareMassa Media e Massa Molare

Massa molare del fluoro (F) =massa di una mole di atomi di F =

massa di NA atomi di F. La massa media di un atomo di F è

18.9984 ula massa molare di un atomo di F è

18.9984 gmol-1

La massa media di un atomo di Pb è207.19 u

la massa molare di Pb è207.19 gmol-1

Lezione n. 4 15

MoleMole ee Massa MolareMassa Molare

La massa molare di:La massa molare di:

HH22O O èè 18,015 18,015 g·mol-1

Fe Fe è è 55,845 55,845 g·mol-1

HH22 èè 2,016 2,016 g·mol-1

Allora:1 mole di HH22OO pesa 18,015 g18,015 g

1 mole di Fe pesa 55,845 1 mole di Fe pesa 55,845 g

Lezione n. 4 16

MoleMole ee Massa MolareMassa Molare

In generale:In generale:

nn moli di una sostanza pesano moli di una sostanza pesano n volten volte la la sua massa molaresua massa molare

La massa molare di una sostanza è uguale numericamente alla somma delle masse atomiche delle specie che la compongono

18,015 g di H18,015 g di H22O = 2 ·1,008 + 1 ·15,999O = 2 ·1,008 + 1 ·15,999

Lezione n. 4 17

MoleMole ee Massa MolareMassa Molare

Lezione n. 4 18

Conversione Moli Grammi

Moli Grammi

Moltiplicare le moliper la massa molare

mol · · (g · ·mol-1) = g

Grammi Moli

Dividere i grammiper la massa molare

g · · (mol · ·g-1) = mol

Esempi

Lezione n. 4 19

EsempioConversione Moli Grammi

Quanti grammi di CaCO3 corrispondono a 2 moli di questo sale?1) Peso formula di CaCO3 :PF = 40.078 u (Ca) +

12.011 u (C) +3x15.999 u (O)100.086 u

2) Massa molare CaCO3 = 100.086 gmol-1

Lezione n. 4 20

EsempioConversione Grammi Moli

Quante moli N2O5 corrispondonoa 204.0 g di questo gas?1) Peso molecolare (PM) di N2O5 :PM = 2x14.007 u (N) +

5x15.999 u (O)108.009 u

2) Massa Molare N2O5 = 108.009 gmol-1

3) mol = g/MassaMolare = g/gmol-1= 204.0g/108.0 gmol-1 =1.889 mol

Lezione n. 4 21

Calcoli Stechiometrici

Quanti grammi di CuO possono essere ricavati da 0.2134 g di Cu?1) PF CuO = 63.55 u + 16.00 u = 79.55 u2) MM CuO = 79.55 gmol-1 3) 0.2134 g/63.55 gmol-1 = 3.358·10-3 mol di Cu4) 3.358·10-3 mol x 79.55 gmol-1 = = 2.671 ·10-1 g CuO

Lezione n. 4 22

Calcoli Stechiometrici

2.04 g di C reagiscono con 5.44 g di O2 per dare 7.48 g di un composto. Quanti atomi di C e di O sono presenti nella formula di questo composto?

1) 2.04 g/12.0 gmol-1 = 1.70 ·10-1 mol C2) 5.44 g/32.0 gmol-1 = 1.70 ·10-1 mol O2

3) 1.70 ·10-1 mol x 2 = 3.40 ·10-1 mol O4) 1.70/3.40 = 1/25) CO2

Lezione n. 4 23

Calcoli Stechiometrici

Formula minima (empirica) e formula molecolareFormula minima (empirica) e formula molecolare

La formula minimaformula minima di un composto fornisce il tipo diatomi ed i rapporti stechiometrici con i quali questi partecipano al composto

La formula molecolareformula molecolare di un composto, dà la composizione della molecola del composto

Lezione n. 4 24

Calcoli Stechiometrici

Analisi elementareAnalisi elementare

Dall’analisi elementare è possibile ricavare solola formula minima di un composto. Per conoscere la sua formula molecolare dobbiamo avere informazionisulla massa molecolare (peso molecolare)

Lezione n. 4 25

Calcoli Stechiometrici

Formule e composizione elementare:C9H8O4

1) PF = 9 x 12.01 + 8 x 1.008 + 4 x 15.99 =180.12 u MM = 180.12 gmol-1

2) 9 x 12.01 gmol-1 = 108.1 gmol-1 C3) 8 x 1.008 gmol-1 = 8.064 gmol-1 H4) 4 x 15.99 gmol-1 = 63.96 gmol-1 O5) 108.1 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.600 (60.0 %) C 8.06 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.045 (4.5 %) H 63.96 gmol-1 / 180.12 gmol-1 = 0.355 (35.5 %) O

Lezione n. 4 26

Calcoli StechiometriciFormule e composizione elementareFormule e composizione elementare:Qual’ è la formula empirica di un composto la cui analisi elementare risulta:49.48 % C, 5.19 % H, 28.85 % N, 16.48 % O?

Con quante cifre significative si deve determinare la percentuale di C in un campione di un farmaco per distinguere aspirina (C9H8O4) da cocaina (C17H21O4N ) ?

La vitamina B12 contiene il 4.34 % in Co. Sapendo che c’è un solo atomo di Co per molecola di B12, calcolare lamassa molare della vitamina.

Lezione n. 4 27

Calcoli Stechiometrici

Formule e composizione elementareFormule e composizione elementare:

Qual’ è la formula molecolare di un composto la cui analisi elementare è: 5.93 % H e 94.07 % O e la cui massa molare è 34.015 gmol-1?

Calcolare la percentuale in peso di CO2 in H2CO3

Lezione n. 4 28

Calcoli Stechiometrici

Equazioni chimiche e loro usoEquazioni chimiche e loro uso:

La decomposizione di perossido di idrogeno produce ossigeno e acqua:2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2 (g)

Calcolare quanto O2 è prodotto da 1 kg di H2O2

Quanti g di O2 sono necessari per bruciare 100 g di glucosio (C6H12O6)?

Lezione n. 4 29

Calcoli StechiometriciCalcoli Stechiometrici

Equazioni chimiche Equazioni chimiche : bilanciamento

Bilanciare un’equazione chimica significa porre opportuni coefficienti ai reagenti ed ai prodotti in modo che il numero di moli totali (e quindi la massa) di ciascun elemento che entra nei composti partecipanti alla reazione deve essere lo stesso fra i reagenti e fra i prodotti.

E’ una conseguenza della legge della conservazione della massa.

Lezione n. 4 30

Calcoli Stechiometrici

Equazioni chimiche e loro usoEquazioni chimiche e loro uso: reagente limite

Se uno dei reagenti è presente in quantità molare inferiore a quella richiesta dalla stechiometria della reazione, la resa della reazione è limitata da questo.Es.:C2H4(g) + H2O(g) C2H6O(g) Qual’ è la massima quantità di etanolo che può essere prodotta da 1 kg di etilene e 1 kg di vapor d’acqua?

Lezione n. 4 31

Calcoli Stechiometrici

Equazioni chimiche e loro usoEquazioni chimiche e loro uso: Resa teorica, resa sperimentale e resa percentuale.

Resa teorica = resa stechiometrica

Resa sperimentale = quanto ottenuto in pratica dalla reazione

Resa percentuale = resa sperimentale/ resa teorica

Lezione n. 4 32

Calcoli Stechiometrici

Equazioni chimiche e loro usoEquazioni chimiche e loro uso: Resa teorica, resa sperimentale e resa percentuale.

NH4NO3 è sintetizzato da NH3 e HNO3. 17·103 kg di NH3

producono 63 ·103 kg di nitrato, qual’ è la resa percentuale?

Reagente in eccesso = quello presente in eccesso rispetto al reagente limite.