Le sostanze

La materia è costituita da sostanze

Quando esse sono formate da atomi di una sola specie atomica si chiamano sostanze elementari

Quando esse sono formate da atomi di specie diverse si chiamano sostanze composte o composti

La materia e la sua composizione

Le miscele

La materia è costituita da miscele omogenee o eterogenee di sostanze elementari e/o composti

Una miscela omogenea è un sistema monofasico

La fase è una parte di un sistema fisicamente definita, ed è caratterizzata da proprietà chimiche e fisiche costanti al suo interno

Esempi di miscela omogenea sono l’acqua di mare, l’aria.

La Composizione dell’Atmosfera

Componenti Principali, % in volume

• Azoto (N2): 78,08%

• Ossigeno (O2): 20,95%

• Argon (Ar): 0.93%

• Vapore acqueo (H2O): 0,33%

• Anidride carbonica (CO2): 0,032% (320 ppm)

La Composizione dell’AtmosferaComponenti Secondari

• Neon (Ne): 0,00181% (18 ppm)• Elio (He): 0,0005% (5 ppm)• Metano (CH4): 0,0002% (2 ppm)• Idrogeno (H2): 0,00005% (0,5 ppm)• Kripton (Kr): 0,000011% (0,11 ppm)• Xeno (Xe): 0,000008% (0,08 ppm)• Ozono (O3): 0,000004% (0,04 ppm)• Sono anche presenti, in tracce, Ossidi di

azoto (NO, NO2, N2O), Monossido di carbonio (CO), Ammoniaca (NH3), Biossido di zolfo (SO2), Solfuro di idrogeno (H2S).

Miscele vs. Composti

La composizione di un composto é costante ed invariabile

La composizione di una miscela è variabile

Miscele vs Composti o elementi

Miscele

Ferro

Acqua potabile

acciaio

Composti o elementi

Acqua

Fe

H2O

Carbone carbonio

Acqua marina

Miscele omogenee vs eterogenee

Miscele omogenee

Soluzioni

gas

Lega (acciaio-ottone)

Miscele eterogenee

Sospensione

Fumo- nebbia schiuma-gel

Materiali compositi

rocceBenzina

plastica plastica

In una reazione chimica come faccio a contare gli atomi che reagiscono?

Non li posso contare e quindi posso riscorrrere a misurare la

loro massa.

Ciò vuol dire che occorre una correlazione tra massa misurata di un elemento o composto ed un certo numero di atomi noto

La moleLe grandezze fondamentali e le unita' di misura nel

Sistema Internazionale (SI) 

 

Grandezza fondamentale

Unita’ Simbolo

lunghezza metro m

massa kilogrammo Kg

tempo secondo s

corrente elettrica ampere A

temperatura kelvin K

intensita’ luminosa candela cd

quantita’ di sostanza

mole mol

La mole descrive una quantità di sostanza correlandola ad un numero di

particelle

La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero N di particelle che

devono essere specificate.

La mole

N è il numero di nuclidi che stanno in esattamente 12 g

di 12C.

La massa in g di una mole di 12C è per definizione 12 g.

La mole

N = 6,0221367(36) ×1023

Poiché N è un numero per mole, esso ha unità di misura

mol-1 ed è chiamata costante di Avogadro. 

NA = 6,0221367(36) ×1023 mol-1

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

23Na

La mole

Mole e massa molareMoli di sostanze diverse hanno massa diversa !

In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!

NA= 6,0221367(36) ×1023 NA= 6,0221367(36) ×1023

=12C =16O

Massa di una mole =12 g Massa di una mole =15,9949 g

Mole e massa molare

Una mole di sostanza diverse ha peso diverso !

EsempiUna mole di CO2 contiene NA molecole di CO2

Una mole di NaCl contiene NA ioni Na+ e NA ioni di Cl-

Una mole di Na2SO4 contiene 2NA ioni Na+ ed NA ioni di SO4

2-

Una mole di SiO2 contiene NA atomi di Si ed 2NA atomi di O

Costante di Avogadro (NA)NA e’ stata scelta in modo che la massa di una mole di atomi di 12C, esattamente 12 g, abbia lo stesso valore numerico della massa di un singolo atomo di 12C, esattamente 12 u.m.a.

Il risultato è che per tutti gli elementi il valore numerico della massa in grammi di una mole di atomi e la massa atomica media pesata in unità di massa atomica sono UGUALI!!!

Massa molare = massa di una mole di atomi

Rapporto fra massa (in grammi) e quantità di sostanza (in moli), quindi ha come unità di misura g mol-1. Si indica con M

Reazioni chimiche e mole

In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!

Es: C + O2 CO2

12 g di C reagiscono con 32 g di O2 per dare 44 g di CO2

Ma che corrispondono 1 mole di C, 1 mole di O2 e una mole di CO2 quindi allo stesso numero di particelle.

Stechiometria: quella parte della chimica che riguarda le quantità delle

specie che partecipano a reazioni

Massa molare= grammi/ n.moli

n. moli= grammi/ massa molare

g=g*mol-1*mol

g *mol-1 =g/mol

mol =g/g*mol-1

volume molare= volume/ n. moli mol =dm3/mol

Per i gas:

grammi di sostanza= massa molare x n.moli

n. moli= volume/ volume molare mol =dm3/dm3 mol-1

Esercizi

Ho un campione di zolfo che pesa 4.07 g.

(a)Quante moli di zolfo sono presenti?(b) Qual è il numero totale di atomi di zolfo nel campione?

n. moli= grammi/ massa molare mol =g/g*mol-1

n. moli= 4.07 g/ 32.07 g mol-1 = 0.127 mol

(a)

(b) n. atomi= moli x NA atomi =mol x mol-1

n. atomi= 0.127 mol x 6.022 x 1023 mol-1 = 7.64 x 1022 atomi

Esercizi

Ho questo composto C2HBrClF3.

(a) Quanti atomi di C sono presenti per mole del composto?

1 mole di C2HBrClF3 contiene 2 moli C Quindi:

n. atomi di C = 1 mol x 2 x 6.022 x 1023 mol-1 = 1.202 x 1024

Esercizi

Determinare le moli di CuSO4 5H2O che sono contenute in 15 g?

n. moli= grammi del composto/ massa molare del composto

massa molare del composto = massa atomica di Cu (63,55) + massa atomica di S (32,07) + 4 x massa atomica di O (15,9994) + 10 x massa atomica di H (1,008) + 5 x massa atomica di O (15,9994) = 249,7 g mol-1

n. moli= 15 g/ 249,7 g mol-1 = 6,008 x 10-2 mol

EserciziCalcolare quanti grammi dell’elemento idrogeno e

dell’elemento ossigeno sono contenuti in 1,00 g di H2O?

n. moli= grammi del composto/ massa molare del composto

massa molare del composto = massa atomica di O (15,9994) + 2 x massa atomica di H (1,008) = 18,02 g mol-1

n. moli di H2O= 1 g/ 18,02 g mol-1 = 0,0555 mol

n. moli di ossigeno = n. moli di H2O n. moli di idrogeno = 2 x n. moli di H2O

grammi di ossigeno = 0,0555 mol x 15,9994 g mol-1 = 0,888 ggrammi di idrogeno = 0,0555 mol 2 x 1,008 g mol-1 = 0,112 g

grammi di sostanza= massa molare x n.moli

EserciziCalcolare la massa di ciascun elemento e di H2O che è

contenuta in 1,00 g di NiSO4 7H2O.

n. moli= grammi del composto/ massa molare del composto

massa molare del composto = massa atomica di Ni (58,69) + massa atomica di S (32,07) + 4 x massa atomica di O (15,9994) + 7 x massa molecolare di H2O (18) = 280,9 g mol-1

n. moli di composto = 1 g / 280.9 g mol-1 = 0,00356 mol

La massa di ciascun elemento e dell’acqua è: 0,00356 mol x 58,7 g mol-1 = 0,209 g di Ni0,00356 mol x 32,1 g mol-1 = 0,114 g di S0,00356 mol x 11 x 15,9994 g mol-1 = 0,627 g di O0,00356 mol x 14 x 1,008 g mol-1 = 0,0503 g di H0,00356 mol x 7 x 18,0 g mol-1 = 0,449 g di H2O

grammi di sostanza= massa molare x n.moli

Esercizi: Composizione % dei composti chimici

La percentuale in peso è data dal rapporto fra la massa di ciascun elemento e la massa della sostanza dove

l’elemento è contenuto, moltiplicato x 100.

% peso dell’elemento contenuto nella sostanza = (massa in g dell’elemento /massa in g della sostanza ) x 100

Es.: Calcolare la % in peso degli elementi del composto C5H5N.

Peso molecolare del composto = 5 x 12,01 (C) + 5 x 1,008 (H) + 14,01 (N) = 79,10 g mol-1

1 mole di composto contiene 5 moli di C, 5 moli di H e 1 mole di H, quindi:

% C = ((5 x 12,01 g mol-1) / 79,10 g mol-1 ) x 100 = 75,9 %% H = ((5 x 1,008 g mol-1) / 79,10 g mol-1 ) x 100 = 6,38 %% N = 14,01 g mol-1 / 79,10 g mol-1 ) x 100 = 17,7 %

Esercizi: Calcolo delle formule minime e molecolari di un composto

Se si conosce la % in peso di tutti gli elementi in un composto si può trovare la formula minima del

composto. Se si conosce il peso molecolare del composto si può

ricavare a anche la formula molecolare.

Es.: un composto è costituito da C, H e Cl con percentuali in peso uguali a 49,0%, 2,74%, 48,1%, rispettivamente. Calcolare la formula empirica.

Consideriamo di avere 100 g del composto:

Moli di C = 49,0 g / 12,01 g mol-1 = 4,08 molMoli di H = 2,74 g / 1,008 g mol-1) = 2,72 molMoli di Cl = 48,1 g / 35,45 g mol-1 ) = 1,36 mol

Dividendo questi numeri per il numero più piccolo (1,36 mol) si calcola il rapporto tra le moli di C, H e Cl è uguale a 3:2:1. quindi la fomula minima è C3H2Cl. Quella molecolare sarà un multiplo alla n di quella

minima (C3H2Cl)n.

Esercizi: Calcolo delle formule minime e molecolari di un composto

Se si conosce la % in peso di tutti gli elementi in un composto si può trovare la formula minima del

composto. Se si conosce il peso molecolare del composto si può

ricavare a anche la formula molecolare.

Es.: un composto è costituito da C, H e Cl con percentuali in peso uguali a 49,0%, 2,74%, 48,1%, rispettivamente. Calcolare la formula empirica.

Consideriamo di avere 100 g del composto:

Moli di C = 49,0 g / 12,01 g mol-1 = 4,08 molMoli di H = 2,74 g / 1,008 g mol-1) = 2,72 molMoli di Cl = 48,1 g / 35,45 g mol-1 ) = 1,36 mol

Dividendo questi numeri per il numero più piccolo (1,36 mol) si calcola il rapporto tra le moli di C, H e Cl è uguale a 3:2:1. quindi la fomula minima è C3H2Cl. Quella molecolare sarà un multiplo alla n di quella

minima (C3H2Cl)n.

Esercizi: Calcolo delle formule minime e molecolari di un composto

Un composto puro è è costituito da 5,9% di H, 94,0% di O. Il peso molecolare determinato sperimentalmente è 34,1. Calcolare la formula molecolare del composto.

Consideriamo di avere 100 g del composto:

Moli di H = 5,9 g / 1,008 g mol-1 = 5,90 molMoli di O = 94,0 g / 15,994 g mol-1 = 5,87 mol

Il numero di atomi di H rispetto all’O è 5,9/5,87 = 1Quindi la formula minima è HO.

Quella molecolare sarà un multiplo alla n di quella minima (HO)n.

n = 34,1 g mol-1 /17,0 g mol-1 = 2,0

Quindi la formula molecolare è H2O2