Massa atomica relativaLa massa di un atomo è troppo piccola rispetto all’unità di misure del kg.

Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo di riferimento.

Per convenzione la massa del 12C è stata definita come esattamente = a 12.

1/12 della sua massa è l’unità di riferimento = u.m.a.Particella (simbolo)

Carica assoluta Carica relativa

Massa assoluta Massa relativa

Protone (p) +1.6021773 x 10-19 C +1 1.6726 x 10-24 g 1.0073

Elettrone (e) -1.6021773 x 10-19 C -1 9.109390 x 10-28 g 0.0005486

Neutrone (n) 0 0 1.6749 x 10-24 g 1.0087

Massa atomica

Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento

rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12C.Il peso atomico dell'idrogeno è:

1,008

Quello dell’ossigeno è:

15,99

somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una molecola di una sostanza elementare o di un

composto

1. I2: 126.9x2= 253.8

2. H2SO4: (1.008 x 2) + 32.064 + (15.999 x 4) = 98.076

Massa Molecolare

Quando una sostanza non è formata da molecole discrete ma da un insieme infinito di atomi o

ioni

1. NaCl:

22.9898 + 35.453 = 58.443

1. K2Cr2O7:

(39.10 x 2) + (51.996 x 2) + (15.999 x 7) = 294.2

Peso formula

Massa atomica, massa molecolare e peso formula sono tutte MASSE MOLARI

Le unità di massa (sia atomiche che molecolari o formula) se

espresse in grammi sono massa di una mole

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

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

di 12C.

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. 

N = 6,0221367(36) ×1023 mol-1

è una quantità di atomi tale che la sua massa in g è pari

alla sua massa atomica.

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

Una mole di H2O è la quantità di sostanza che contiene N atomi di H2O

La mole

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

Es: 2H2 + O2 2H2O

E’ un multiplo della massa molecolare; numericamente è uguale alla massa

molecolare, ma è espressa in grammi

1 mol di CaSO4 = 136 g

Mole e massa molareUna mole di sostanze diverse mostra pesi diversi !

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

m (g)

P.M. (g/mole)n (moli) =

MOLE Quantità espressa in grammi pari alla massa della

sostanza (atomo o molecola) espressa in unità di massa atomica.

Es. NaCl (cloruro di sodio) P.A. Na : 22.99 d P.A. Cl : 35.45 d

P.M. NaCl : 58.44 d 1 mole di NaCl 58.44 g

Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero diparticelle , detto numero di Avogadro : N = 6.023 x 1023

Il numero di moli contenuto in una nota massa di una sostanzapuò essere calcolato dalla seguente relazione :

Formula minima e formula veraFormula minima e formula veraComposti sconosciuti Analisi qualitativaComposti sconosciuti Analisi qualitativa

= Ca, S, O

Formula minimaFormula minima

0.73 0.73 2.94 Ca ------ = 1 S ------ = 1 O ------ 4 0.73 0.73 0.73

CaSO4

Formula veraFormula vera

Ca S O 40 + 32 + (16 x 4) = 136

136 / 136 = 1 , la formula MINIMA coincide con quella VERA

Ca = 29,41%S = 23.52%O = (resto) 47.07%

% Ca 29,41 g/100g = = 0,73 mol/100g 40 g/mol 40 g/mol

% S 23,52 g/100g = = 0,73 mol/100g 32 g/mol 32 g/mol

% O 47,07 g/100g = = 2,94 mol/100g 16 g/mol 16 g/mol

Analisi quantitativaAnalisi quantitativa

Determinazione MMDeterminazione MM

Massa Molecolare determinatasperimentalmente: 136 g/mol

La nomenclatura chimicaLa nomenclatura chimicaI composti possono essere indicati con nomi

comuni oppure con nomi sistematiciAlcuni composti sono fatti da cationi ed anioni

(ionici), altri non si separano in cariche elettriche (covalenti)

Nomenclatura dei composti ionici. – anione - catione. (cloruro di sodio, carbonato di calcio)

 Nomenclatura di composti molecolari. • come se il composto fosse ionico. • Un composto binario:

– cloruro d'idrogeno HCI– solfuro d'idrogeno H2S

Composti ioniciComposti ionici

Unità formula e peso formula. Un composto ionico è rappresentato da una formula chimica che indica il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto.

• Nel cloruro di sodio: NaCl.

• Nel carbonato di sodio: Na2CO3

• Nel solfato d'ammonio (NH4)2SO4.

• Un'unità formula è un gruppo di ioni che coincide con la formula del composto.

• Le soluzioni sono miscele omogenee di una sostanza, il soluto, in un'altra, il solvente (relativamente abbondante)

• I chimici fanno avvenire la maggiore parte delle loro reazioni in soluzione perché in questo modo i reagenti sono mobili e possono entrare in contatto e reagire

Soluzionimiscele omogenee di più composti

Solvente: Componente predominanteSolvente: Componente predominante

Soluti: Componenti presenti in quantità minori Soluti: Componenti presenti in quantità minori

SolventeSolvente

Soluto BSoluto B

Soluto CSoluto C

Soluto ASoluto A

Misura della concentrazione

Quando effettuiamo calcoli stechiometrici riguardanti reazioni che avvengono in soluzione, dobbiamo conoscere quante moli di un soluto sono presenti in un dato volume.

Percento in peso

Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significache in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua).

NaCl al 2% (p/p)

2 g NaCl2 g NaCl++

98 g H98 g H22OO

0,9 g NaCl0,9 g NaCl++

99,1 g H99,1 g H22OO

Percento in peso

La soluzione fisiologica di NaCl ha una concentrazione dello 0.9% in peso.Questo significa che in 1 kg di soluzione sono contenuti 9 g di NaCl.

NaCl allo 0.9% (p/p)NaCl allo 0.9% (p/p)

In 1 kg di una soluzione acquosa di saccarosio al 10% sono contenuti100 g di saccarosio.

Saccarosio al 10% (p/p)Saccarosio al 10% (p/p)

10 g saccarosio10 g saccarosio++

90 g H90 g H22OO

Percento in pesoPercento in peso

Frazione molarePer una soluzione costituita di Per una soluzione costituita di nnaa moli di A, moli di A, nnbb moli moli

di B, di B, nncc moli di C, moli di C, ……, , nnzz moli di Z, si definisce moli di Z, si definisce

frazione molare di un componente il rapporto fra il frazione molare di un componente il rapporto fra il numero di moli di quel componente ed il numero numero di moli di quel componente ed il numero totale di moli presenti nella miscelatotale di moli presenti nella miscela

Frazione molare di A =Frazione molare di A = x xaa = = nnaa

nnaa + n + nbb + n + ncc + ,,, + n + ,,, + nzz

La somma delle frazioni molari è uguale a 1

Frazione molare(esempio)(esempio)

Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanoloUna soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo

a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli2 moli di acqua

b) 64 g di metanolometanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli2 moli dell’alcole

La frazione molare dell’acqua si calcola come segue:

xx ==22

22 + + 22 = 0.5= 0.5

HH22OO

Frazione molare(esempio)(esempio)

Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosiodissolti in 1800 g di acqua.Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosiodissolti in 1800 g di acqua.

a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli0.1 moli dello zucchero

b) 18 g di fruttosiofruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli0.1 moli dello zucchero

b) 1800 g di acquaacqua (PM 18) corrispondono a 100 moli100 moli di acqua

La frazione molare del glucosio si calcola come segue:

xglucosio =0.10.1

0.1 + 0.1 + 0.10.1 + + 100100= 0.000998= 0.000998

Molarità

M = N. moli di soluto

Volume di soluzione

Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa chein un litro di soluzione è dissolta una mole di glucosio.

Glucosio C6H12O6

PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 =

180.1272

In 1 litro di soluzione sono disciolti 180,1272 g di glucosio

1 litro1 litro

GlucosioGlucosio180.1272 g180.1272 g

Molarità

Soluzione 1M Soluzione 1M di glucosiodi glucosio

Normalità

N = N. equivalenti di soluto

Volume di soluzione

HCl + NaOH NaCl + H2O

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3H2O

Nella reazione con idrossido di sodioNella reazione con idrossido di sodio·1 mole di H1 mole di H22SOSO4 4 è equivalente a 2 moli di HClè equivalente a 2 moli di HCl

·1 mole di H1 mole di H33POPO4 4 è equivalente a 3 moli di HClè equivalente a 3 moli di HCl

HCl + NaOH NaCl + H2O

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3H2O

1 mole di H1 mole di H22SOSO4 4 contiene contiene

2 equivalenti dell’acido2 equivalenti dell’acido

1 mole di H1 mole di H33POPO4 4 contienecontiene

3 equivalenti dell’acido3 equivalenti dell’acido

HCl + NaOH NaCl + H2O

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3H2O

HH22SOSO44 PM = 98 PM = 98

PE = 49PE = 49

HH33POPO44 PM = 98 PM = 98

PE = 32,66PE = 32,66

HCl HCl PM = PE = 36.5 PM = PE = 36.5

Dire che una soluzione di acido solforico è 1N significa chein un litro di soluzione è dissolto un equivalente dell’acido.

Acido solforico H2SO4

PM H2SO4 : 2 x 1.008 + 1 x 32,064 + 4 x 15,994 =

98.056

In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti 49.028 g di acido solforico.49.028 g di acido solforico.In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti 49.028 g di acido solforico.49.028 g di acido solforico.

Essendo per H2SO4 : PE = 1/2 PM ….

1 litro1 litro

49.028 g

HH22SOSO44

Soluzione 1 N (Soluzione 1 N ( 0.5 M) 0.5 M)

Molalità

m = N. moli di soluto

Massa di solvente*

* espressa in chilogrammi

Solo solvente, senza soluto

Dire che una soluzione acquosa di glucosio è 1 molale1 molale significa che in 1 kg di acqua è dissolta una molein 1 kg di acqua è dissolta una mole di glucosio.

Glucosio C6H12O6

PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 =

180.1272

Per preparare una soluzione acquosa 1 m di glucosio1 mole (180,1272 g) di glucosio viene dissolta con 1 kg di acqua

Importanza del numero delle molecole

• La frazione molare – rapporto tra il numero di moli di molecole di un certo

tipo e il numero totale di moli di molecole presenti

• la molalità della soluzione – il numero di moli di soluto per chilogrammo di

solvente

• la parte per milione (ppm)– il numero di particelle di soluto presenti in 1 milione

di molecole di soluzione

Percento in peso e densità

• L’acido solforico (H2SO4) concentrato è al 87.7 % p/p, la sua densità è di 1,800 kg/Litro.

• Quale è la sua concentrazione molare?

• 877 g/kg X 1.8 kg/L = 1578.6 g/L

• 1578.6 g/L / 98 g/mol = 16.1 mol/L

Elettroliti e non-elettroliti

Le sostanze che si sciolgono per dare soluzioni di ioni (per esempio cloruro di sodio) e che conducono elettricità sono dette elettroliti.

Invece le sostanze le cui soluzioni non conducono l'elettricità, perché il soluto rimane allo stato molecolare (glucosio ed

etanolo), sono dette non elettroliti.

Elettroliti HCl H + Cl -

KCl K + Cl -

H2O H + OH -

HF H + F -

H2S H + HS - S - -

Na2S Na+ S - -

HPO3 H+ PO3 -

H3PO4 H+ H2PO4 - HPO4

- - PO4 - - -

H2SO4 H+ HSO4 - SO4

- -

H2CO3 H+ HCO3 - CO3

- -

CaCO3 Ca + + CO3 - -

K2SO4 K + SO4 - -

KMnO4 K + MnO4 -

Mg(OH)2 Mg + + 2OH -

NaOH Na + OH -

Fe(OH)3 Fe + + + 3OH -

Saturazione e solubilità

• quando il solvente ha dissolto tutto il soluto possibile ed una parte resta non disciolta la soluzione è detta satura

• una soluzione satura è una soluzione in cui il soluto disciolto è in equilibrio dinamico con quello indisciolto

• Una soluzione satura rappresenta il limite della capacità del soluto a sciogliersi in una data quantità di solvente, è quindi una misura naturale della solubilità del soluto

• dipendono dalla natura del solvente, dalla temperatura e, per i gas, dalla pressione

Dipendenza della solubilità dal soluto

• Data, ad esempio, la loro notevole solubilità, molti nitrati si ritrovano raramente nei depositi minerali.

• La bassa solubilità di molti fosfati è un vantaggio per lo scheletro degli animali e dell'uomo dato che le ossa sono in gran parte costituite da fosfato di calcio

• gli idrogeno-fosfati sono più solubili dei fosfati

• gli idrogeno-carbonati (bicarbonati, HCO3-) sono più

solubili dei carbonati. L’anidride carbonica si scioglie nell’acqua,

e solubilizza i carbonati,

questi vengono poi rilasciati

Dipendenza della solubilità dalla natura del solvente

• la dipendenza della solubilità di una sostanza dalla natura chimica del solvente può essere riassunta con la regola che “il simile scioglie il simile”

• un liquido polare come l'acqua è un solvente molto migliore di uno apolare (tipo il benzene) per composti ionici e polari

• liquidi non polari quali benzene e tetracloroetilene (C2Cl4) sono solventi migliori per i composti apolari

Effetto della temperatura e della pressione sulla solubilità

Tutti i gas hanno solubilità minore all'aumentare della temperatura

la solubilità di un gas in un liquido è proporzionale alla pressione parziale del gas, sono più solubili a pressioni più elevate

Abbassamento della tensione di vapore

• Legge di Raoult: la tensione di vapore di una soluzione di un soluto non volatile è proporzionale alla frazione molare del solvente nella soluzione

• il soluto occupa una parte della superficie della soluzione, riducendo cosi la velocità con la quale le

molecole lasciano quest'ultima

Innalzamento del punto di ebollizione

• L'innalzamento del punto di ebollizione è proporzionale alla molalità m della soluzione

• dove kb è la costante ebulloscopica del solvente• Considerare la molalità in termini di ioni, non di formula

per i composti ionici

Abbassamento del punto di

congelamento • Un soluto diminuisce il punto di congelamento (o di solidificazione)

di una soluzione: abbassamento crioscopico • Quando à presente un soluto, un numero minore di molecole del

solvente è in contatto con la superficie del solido perché‚ alcune delle posizioni che occupavano sono ora occupate dalle particelle del soluto

• La diminuzione del punto di congelamento di una soluzione ideale è proporzionale alla molalità

• dove kf è la costante crioscopica del solvente

Osmosi

• L'osmosi è il passaggio di un solvente

attraverso una

membrana semipermeabile • La pressione necessaria per arrestare il flusso

del solvente è detta pressione osmotica • Il soluto ha un effetto sulla velocità con cui le

molecole del solvente passano attraverso la membrana da ciascun lato. La velocità è minore dal lato della soluzione perché‚ sebbene lo stesso numero di molecole prema sulla membrana, solo quelle del solvente possono attraversarla

solvente con soluto

solvente puro

flusso di solvente(osmosi)

membrana semipermeabile(fa passare solo il solvente)

AA BB

Pressione osmoticaPressione osmotica =pressione che occorre esercitare su A per bloccare il flusso osmotico

OSMOSIOSMOSIOSMOSIOSMOSI

H2OSoluzioneacquosa

PP

Pressione osmotica

H2OSoluzioneacquosa

= = CC xx R R xx T T = = CC xx R R xx T T

La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto di destra al comparto di sinistradi destra al comparto di sinistra

Si può sperimentalmenteSi può sperimentalmenteosservare cheosservare che

CC

Calcolo pressione osmotica

x V = n R T

n R T

V

• Dove n = numero delle particelle in soluzione, espresso in moli.

• Per non elettroliti n = moli

• Per elettroliti bisogna tener conto della dissociazione (Es. per NaCl n=moli x 2)

= ̶̶̶̶