1

Formule e Modelli

2

Una formula molecolare mostra l’esatto numero degli atomi di ciascun elemento nella più piccola unità di una sostanza

Una formula empirica mostra il più piccolo rapporto fra gli atomi in una sostanza

H2O H2O molecolare empirica

C6H12O6 CH2O

O3 O N2H4 NH2

3

I composti ionici sono una combinazione di cationi ed anioni •  La formula è di solito la stessa della formula empirica

•  La somma delle cariche dei cationi ed anioni in ciascuna unità formula deve essere uguale a zero

NaCl

4

I metalli più reattivi (verde) ed i nonmetalli più reattivi (blue) reagiscono per formare composti ionici.

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Formule di Composti Ionici

Al2O3 2 x +3 = +6 3 x -2 = -6

Al3+ O2-

CaBr2 1 x +2 = +2 2 x -1 = -2

Ca2+ Br-

Na2CO3

1 x +2 = +2 1 x -2 = -2

Na+ CO32-

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Nomenclatura Chimica

•  Composti Ionici Spesso un metallo + nonmetallo

Anione (nonmetallo), aggiunge “uro” al nome dell’ elemento

BaCl2 Cloruro di bario

K2O Ossido di potassio

Mg(OH)2 Idrossido di magnesio

KNO3 Nitrato di potassio

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•  Compsti ionici dei metalli di transizione –  indicare la carica sul metallo con il numero Romano

FeCl2 2 Cl- -2 so Fe is +2 Cloruro di ferro(II)

FeCl3 3 Cl- -3 so Fe is +3 Cloruro di ferro(III)

Cr2S3 3 S-2 -6 so Cr is +3 (6/2) Solfuro di cromo(III)

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•  Composti Molecolari − Nonmetalli o nonmetalli + metalloidi − Nomi comuni

H2O, NH3, CH4,

− Gli Elementi più a sinistra nel periodo e più in basso nel gruppo della tavola periodica sono scritti per primi nella formula

−  Se più di un composto può essere formato dagli stessi elementi, usare prefissi per indicare il numero di ciascun tipo di atomo

−  Il nome dell’ultimo elemento finisce in uro oppure Ossido se è presente l’ossigeno

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HI ioduro di idrogeno

NF3 trifluoruro di azoto

SO2 diossido di zolfo (diossido solfuro)

N2Cl4 tetracloruro di diazoto

NO2 diossido di azoto

N2O monossido di diazoto

Composti Molecolari

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Un acido può essere definito come una sostanza che produce ioni idrogeno (H+) quando è disciolta in acqua.

Per esempio: HCl gas e HCl in acqua

• Sostanza pura, Cloruro d’idrogeno

• Sciolto in acqua (H3O+ e Cl−), acido cloridrico

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15

Un ossoacido è un acido che contienea idrogeno, ossigeno ed un altro elemento.

HNO3 Acido nitrico

H2CO3 Acido carbonico

H3PO4 Acido fosforico

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Ossoacidi ed Ossoanioni

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Le regole per la nomenclatura degli ossoanioni, anioni degli ossoacidi, sono le seguenti:

1. Quando tutti gli ioni H sono rimossi dall’acido “-ico”, il nome dell’anione finisce con “-ato.”

2. Quando tutti gli ioni H sono rimossi dall’acido “-oso”, il nome dell’anione finisce con “-ito.” 3. Se non tutti gli H sono rimossi, si deve indicare

il numero degli H ancora presenti. Per esempio:

– H2PO4- diidrogeno fosfato

– HPO42- (mono)idrogeno fosfato

– PO43- fosfato

18

19

Una base può essere definita come una sostanza che, disciolta in acqua, fornisce ioni idrossido (OH-).

NaOH Idrossido di sodio

KOH Idrossido di potassio

Ba(OH)2 Idrossido di bario

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Idrati sono i composti che hanno uno specifico numero di molecole di acqua di cristallizzazione.

BaCl2•2H2O

LiCl•H2O

MgSO4•7H2O

Cloruro di bario diidrato

Cloruro di litio monoidrato

Solfato di magnesio eptaidrato

CuSO4•5H2O CuSO4

Stechiometria

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22

Una proprietà estensiva di un materiale dipende dalla quantità di materia.

Una proprietà intensiva di un materiale non dipende dalla quantità di materia.

•  mass

•  length

•  volume

•  density

•  temperature

•  color

Proprietà Intensive ed Estensive

23

Materia – tutto ciò che occupa spazio ed ha massa.

massa – misura della quantità di materia

SI unità di massa è il chilogrammo (kg)

1 kg = 1000 g = 1 x 103 g

peso – forza che la gravità esercita su un oggetto

Un 1 kg peserà 1 kg sulla Terra

0.1 kg sulla Luna

peso = c x massa Terra, c = 1.0

Luna, c ~ 0.1

24

Sistema Internazionale delle Unità (SI)

25

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Volume – SI unità per il volume è il metro cubo (m3)

1 cm3 = (1 x 10-2 m)3 = 1 x 10-6 m3

1 dm3 = (1 x 10-1 m)3 = 1 x 10-3 m3

1 L = 1000 mL = 1000 cm3 = 1 dm3

1 mL = 1 cm3

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Densità – SI unità per la densità è il kg/m3

1 g/cm3 = 1 g/mL = 1000 kg/m3

densità = massa volume d = m

V

Una barra di platino, con densità di 21.5 g/cm3, ha un volume di 4.49 cm3. Qual è la sua massa?

d = m V

m = d x V = 21.5 g/cm3 x 4.49 cm3 = 96.5 g

28

29

K = °C + 273.15

°F = x °C + 32 9 5

273 K = 0 °C 373 K = 100 °C

32 0F = 0 °C 212 0F = 100 °C

Un confronto delle Scale di Temperatura

30

Notazione Scientifica Il numero di atomi in 12 g di carbonio:

602,200,000,000,000,000,000,000

6.022 x 1023

La massa di un singolo atomo di carbonio in grammi:

0.0000000000000000000000199

1.99 x 10-23

N x 10n N è un numero fra 1 e 10

n è un numero intero positivo o negativo

31

Notazione Scientifica 568.762

n > 0

568.762 = 5.68762 x 102

muovere i decimali a sinistra

0.00000772

n < 0

0.00000772 = 7.72 x 10-6

muovere i decimali a destra

Addizione o Sottrazione 1.  Scrivere le quantità con lo stesso

esponente n 2.  Combinare N1 e N2 3.  L’ esponente, n, rimane lo stesso

4.31 x 104 + 3.9 x 103 =

4.31 x 104 + 0.39 x 104 =

4.70 x 104

32

Notazione Scientifica

Moltiplicazione 1.  Moltiplicare N1 e N2 2.  Addizionare gli esponenti n1 ed n2

(4.0 x 10-5) x (7.0 x 103) = (4.0 x 7.0) x (10-5+3) =

28 x 10-2 = 2.8 x 10-1

Divisione 1.  Dividere N1 ed N2 2.  Sottrarre gli esponenti n1 ed n2

8.5 x 104 ÷ 5.0 x 109 = (8.5 ÷ 5.0) x 104–9 =

1.7 x 10-5

33

Cifre Significative •  Ogni numero che non sia zero è significativo

1.234 kg 4 cifre significative •  Gli Zero fra due numeri (che non siano zero anch’essi) sono significativi

606 m 3 cifre significative •  Gli Zero a sinistra del primo numero nonzero non sono significativi

0.08 L 1 cifra significativa •  Se un numero è maggiore di 1, allora tutti gli zero a destra del punto sono significativi

2.0 mg 2 cifre significative •  Se un numero è minore di 1, allora solo gli zero che sono alla fine o fra altri numeri sono significativi

0.00420 g 3 cifre significative

34

Quante cifre significative ci sono in ciascuna delle seguenti misure?

24 mL 2 cifre significative

3001 g 4 cifre significative

0.0320 m3 3 cifre significative

6.4 x 104 molecules 2 cifre significative

560 kg 2 cifre significative

35

Cifre Significative

Addizione o Sottrazione Il risultato non può avere più numeri dopo la virgola di quelli di ciascun addendo.

89.332 1.1 +

90.432 Approssima a 90.4

Una cifra dopo la virgola

3.70 -2.9133

0.7867

Due cifre significative dopo la virgola

Approssima a 0.79

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Cifre Significative

Moltiplicazione o Divisione Il numero di cifre significative nel risultato è determinato dal dato che ha il minor numero di cifre significative

4.51 x 3.6666 = 16.536366 = 16.5

3 cifre sig. Approssima a 3 cifre sig.

6.8 ÷ 112.04 = 0.0606926

2 cifre sig.

Approssima a 2 cifre sig.

= 0.061

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Cifre Significative

Numeri Interi I numeri da definizioni o numeri di oggetti sono considerati come aventi un numero Infinito di cifre significative

La media di tre lunghezze misurate: 6.64, 6.68 and 6.70?

6.64 + 6.68 + 6.70

3 = 6.67333 = 6.67

Perchè 3 è un numero intero

= 7

38

Accuratezza – quanto vicina è una misura al valore reale

Precisione – quanto simili sono i valori di una serie di misure

accurata & precisa

precisa ma non accurata

non accurata & non precisa

39

Per definizione: 1 atomo 12C “pesa” 12 amu

In questa scala 1H = 1.008 amu

16O = 16.00 amu

Massa Atomica è la massa di un atomo in unità di massa atomica (amu)

Micro atomi & molecole

Macro grammi

40

La massa atomica media è la media pesata di tutti gli isotopi naturali dell’elemento.

41

Per il Litio:

7.42% 6Li (6.015 amu)

92.58% 7Li (7.016 amu)

(7.42 x 6.015) + (92.58 x 7.016) 100 = 6.941 amu

Massa atomica media del litio:

42

Average atomic mass (6.941)

43

La massa Molare è la massa di 1 mole di in grammi uova scarpe palline atomi

1 mole 12C atomi = 6.022 x 1023 atomi = 12.00 g

1 12C atomo = 12.00 amu

1 mole 12C atomi = 12.00 g 12C

1 mole litio atomi = 6.941 g di Li

Per ogni elemento massa atomica (amu) = massa molare (grammi)

44

Una Mole di:

C S

Cu Fe

Hg

45

= massa molare in g/mol

1 amu = 1.66 x 10-24 g o 1 g = 6.022 x 1023 amu

1 12C atom 12.00 amu

x 12.00 g 6.022 x 1023 12C atoms

= 1.66 x 10-24 g 1 amu

NA = Numero di Avogadro

M

46

x 6.022 x 1023 atomi K 1 mol K

=

Quanti atomi ci sono in 0.551 g di potassio (K) ?

1 mol K = 39.10 g K

1 mol K = 6.022 x 1023 atomi K

0.551 g K 1 mol K 39.10 g K

x

8.49 x 1021 atomi K

47

Massa Molecolare (o peso molecolare) è la somma delle masse atomiche (in amu) in una molecola.

1S 32.07 amu 2O + 2 x 16.00 amu SO2 64.07 amu

Per ogni molecola massa molecolare (amu) = massa molare (grammi)

1 molecola SO2 = 64.07 amu 1 mole SO2 = 64.07 g SO2

SO2

48

Quanti atomi di H ci sono in 72.5 g of C3H8O ?

1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O

1 mol H = 6.022 x 1023 atomi H

5.82 x 1024 atoms H

1 mol C3H8O molecole = 8 mol H atomi

72.5 g C3H8O 1 mol C3H8O 60 g C3H8O

x 8 mol H atoms 1 mol C3H8O

x 6.022 x 1023 H atoms

1 mol H atoms x =

49

Peso Formula è la somma delle masse atomiche (in amu) in un’unità formula di un composto ionico.

1Na 22.99 amu 1Cl + 35.45 amu NaCl 58.44 amu

Per ogni composto ionico Peso formula (amu) = massa molare (grammi)

1 unità formula NaCl = 58.44 amu 1 mole NaCl = 58.44 g NaCl

NaCl

50

Qual è il peso formula di Ca3(PO4)2 ?

1 unità formula di Ca3(PO4)2

3 Ca 3 x 40.08 2 P 2 x 30.97 8 O + 8 x 16.00

310.18 amu

51

Spettrometro di Massa

Hea

vy

Hea

vy

Ligh

t

Ligh

t

Mass Spectrum of Ne

52

Composizione Percentuale di un elemento in un composto =

n x massa molare dell’ elemento massa molare del composto x 100%

n è il numero di moli dell’elemento in 1 mole del composto

C2H6O

%C = 2 x (12.01 g)

46.07 g x 100% = 52.14%

%H = 6 x (1.008 g)

46.07 g x 100% = 13.13%

%O = 1 x (16.00 g)

46.07 g x 100% = 34.73%

52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.00%

53

Composizione Percentuale e Formula Empirica Determinare la formula empirica di un composto che ha le seguneti percentuali in peso: K 24.75, Mn 34.77, O 40.51 percent.

nK = 24.75 g K x = 0.6330 mol K 1 mol K

39.10 g K

nMn = 34.77 g Mn x = 0.6329 mol Mn 1 mol Mn

54.94 g Mn

nO = 40.51 g O x = 2.532 mol O 1 mol O

16.00 g O

54

Composizione Percentuale e Formula Empirica

K : ~ ~ 1.0 0.6330

0.6329

Mn : 0.6329

0.6329 = 1.0

O : ~ ~ 4.0 2.532

0.6329

nK = 0.6330, nMn = 0.6329, nO = 2.532

KMnO4

55

g CO2 mol CO2 mol C g C

g H2O mol H2O mol H g H

g of O = g del campione – (g of C + g of H)

Combustione 11.5 g etanolo Raccolgo 22.0 g CO2 e 13.5 g H2O

6.0 g C = 0.5 mol C

1.5 g H = 1.5 mol H

4.0 g O = 0.25 mol O

Formula Empirica C0.5H1.5O0.25

Diviso il numero più piccolo (0.25)

Formula Empirica C2H6O

56

3 modi di rappresentare la reazione fra H2 e O2 per formare H2O

Un processo in cui una o più sostanze sono trasformate in una o più sostanze nuove è una reazione chimica

Un’ equazione chimica usa simboli chimici per mostrare cosa avviene durante una reazione chimica

reagenti prodotti

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Come “Leggere” le Equazioni Chimiche

2 Mg + O2 2 MgO

2 atomi Mg + 1 molecola O2 formano 2 unità formula MgO

2 moli Mg + 1 mole O2 formano 2 moli MgO

48.6 grammi Mg + 32.0 grammi O2 formano 80.6 g MgO

NON 2 grammi Mg + 1 grammo O2 formano 2 g MgO

58

Bilanciare le Equazioni Chimiche

1.  Scrivere le formule corrette per i reagenti a sinistra e le le formule corrette per i prodotti a destra.

Ethane reacts with oxygen to form carbon dioxide and water

C2H6 + O2 CO2 + H2O

2.  Cambiare i coefficienti di fronte alle formule in modo che il numero di atomi di ciascun elemento sia lo stesso da entrambi i lati della reazione. Non cambiare gli indici.

2C2H6 NOT C4H12

59

Bilanciare le Equazioni Chimiche

3.  Iniziare a bilanciare quegli elementi che sono presenti in un solo reagente o in un solo prodotto.

C2H6 + O2 CO2 + H2O start with C or H but not O

2 carbon on left

1 carbon on right multiply CO2 by 2

C2H6 + O2 2CO2 + H2O

6 hydrogen on left

2 hydrogen on right multiply H2O by 3

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

60

Bilanciare le Equazioni Chimiche

4.  Bilanciare quegli elementi presenti in due o più reagenti o prodotti.

2 oxygen on left

4 oxygen (2x2)

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

+ 3 oxygen (3x1)

multiply O2 by 7 2

= 7 oxygen on right

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O 7 2

remove fraction multiply both sides by 2

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

61

Bilanciare le Equazioni Chimiche

5.  Controllare che ci sia lo stesso numero di atomi degli elementi fra reagenti e prodotti.

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

Reactants Products

4 C

12 H

14 O

4 C

12 H

14 O

4 C (2 x 2) 4 C

12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)

14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)

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1.  Scrivere la reazione bilanciata

2.  Convertire le quantità di sostanza in moli

3.  Usare i coefficienti nelle reazioni bilanciate per calcolare il numero di moli della sostanza desiderata

4.  Convertire le moli della sostanza desiderata in grammi

Quantità di Reagenti e Prodotti

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Methanol burns in air according to the equation

2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O

If 209 g of methanol are used up in the combustion, what mass of water is produced?

grams CH3OH moles CH3OH moles H2O grams H2O

molar mass CH3OH

coefficients chemical equation

molar mass H2O

209 g CH3OH 1 mol CH3OH 32.0 g CH3OH

x 4 mol H2O

2 mol CH3OH x

18.0 g H2O 1 mol H2O

x =

235 g H2O

64

Reagente Limitante :

2NO + O2 2NO2

NO è il reagente limitante

O2 è il reagente in eccesso

Il reagente che si consuma prima in una reazione.

65

In one process, 124 g of Al are reacted with 601 g of Fe2O3

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

Calculate the mass of Al2O3 formed.

g Al mol Al mol Fe2O3 needed g Fe2O3 needed

OR

g Fe2O3 mol Fe2O3 mol Al needed g Al needed

124 g Al 1 mol Al 27.0 g Al

x 1 mol Fe2O3

2 mol Al x

160. g Fe2O3 1 mol Fe2O3

x = 367 g Fe2O3

Start with 124 g Al need 367 g Fe2O3

Have more Fe2O3 (601 g) so Al is limiting reagent

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Use limiting reagent (Al) to calculate amount of product that can be formed.

g Al mol Al mol Al2O3 g Al2O3

124 g Al 1 mol Al

27.0 g Al x

1 mol Al2O3 2 mol Al

x 102. g Al2O3 1 mol Al2O3

x = 234 g Al2O3

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

At this point, all the Al is consumed and Fe2O3 remains in excess.

67

La resa teorica è la quantità di prodotto che si otterrebbe se la reazione fosse completata al 100%.

La resa reale è la quantità di prodotto realmente ottenuta.

% Resa = Resa reale

Resa teorica x 100%

Resa di Reazione