Misure e Moli

Pesi Atomici, Molecolari, FormulaIl peso atomico, PA, è espresso in Unità di Massa Atomica (u, in passato u.m.a.).• Cannizzaro, 1858 → H = 1 u

• 1900 – 1961 → O = 16 u O16

8 O17

8 O18

8

• 1961 → L’unità di massa atomica venne definita come la dodicesima parte della massa dell’isotopo naturale più leggero del carbonio.

g10x9926.112uC 2312

6

1 u = 1.6605 x 10-24 g

I pesi atomici degli elementi sono definiti dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi, quindi in base alla loro composizione isotopica.

•ELEMENTO → Peso Atomico, PA

•MOLECOLA → Peso Molecolare, PM

PM(H2O) = 2xPA(H)+1PA(O)

•COMPOSTO IONICO → Peso Formula, PF

PF(NaCl) = 1xPA(Na)+1xPA(Cl)

Pesi Atomici, Molecolari, FormulaI pesi atomici degli elementi sono definiti dalla media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi, quindi in base alla loro composizione isotopica.

ESEMPIO

Cl35

17

Cl37

17

massa = 34.97 u, abbondanza = 75.77%

massa = 36.97 u, abbondanza = 24.23%

u45.35100

24.2336.97u75.7734.97u atomico peso

1735.453

Clcloro

I Composti Molecolari: NomenclaturaMono- 1

Di- (bi-) 2

Tri- 3

Tetra- 4

Penta- 5

Esa- 6

•Si utilizzano i prefissi greci per denotare il numero di ciascun atomo.PCl3 Tricloruro di FosforoSF6 Esafluoruro di ZolfoN2O Ossido di (bi-)azoto

•Utilizzo del nome volgareNH3 AmmoniacaN2H4 IdrazinaPH3 Fosfina

•Il nome dei composti tra idrogeno e i non metalli si declina come quello degli idruri metallici (vedi dopo)HCl Cloruro di Idrogeno (Idrogeno Cloruro)HCN Cianuro di Idrogeno (Idrogeno Cianuro)

I Composti Ionici: Nomenclatura1. I cationi monoatomici sono indicati con il nome dell’elemento, precisandone la carica

con la notazione di Stock.Ag+ ione argento (I)Fe2+ ione ferro (II)Fe3+ ione ferro (III) Notazione di Stock

2. Gli anioni monoatomici assumono la desinenza –uro, ad eccezione dell’ossigeno che si chiama oss –ido.

S2- ione solfuroCl- ione cloruroO2- ione ossidoOH- ione idrossido

Anione(oxoanioni)

Acido progenitore(oxoacidi)

nitr –ito HNO2 acido nitr –oso

nitr –ato HNO3 acido nitr –ico

ipo– clor –ito HClO ipo– clor –oso

clor –ito HClO2 clor –oso

clor –ato HClO3 clor –ico

per– clor –ato HClO4 per– clor –ico

bi– carbon –ato

2NO3NO

ClO2ClO3ClO

4ClO

3HCO

Misure e Unità di MisuraSistema Internazionale di unità (SI)

Grandezza fisica Unità di misura

Lunghezzametro

m

Massa chilogrammo kg

Tempo secondo s

Intensità di corrente elettrica ampere A

Temperatura kelvin K

Intensità luminosa candela cd

Quantità di materia mole mol

Grandezza fisica Unità di misura

Area metro quadrato m2

Volume metro cubo m3

Velocitàmetro per secondo

m∙s-1

Densitàchilogrammo per metro cubo

kg ∙m-3

Potenziale elettrico coulomb, C A ∙s

Risultato della misura = numero x UNITÀ DI MISURA

Prefisso Nome Significato

G giga - 109

M mega - 106

k kilo - 103

d deci - 10-1

c centi - 10-2

Prefisso Nome Significato

m milli - 10-3

micro - 10-6

n nano - 10-9

p pico - 10-12

Misure e Unità di MisuraFattore di Conversione

unità richiesteunità date

Fattore di Conversione =

X

X

ESEMPIO 1

Convertire in metri quadrati (m2) un’area di 256 cm2.

cm 10m 1

2

unità richiesteunità date

=2

2

22

cm 10m 1

)cm 256()(m Area

22

24

22

m 1056.2cm 10

mcm 256

ESEMPIO 2

Convertire una velocità di 1.5 km∙s-1 in km∙h-1

s 3600h 1unità richieste

unità date=

1

1-1-

s 6003h 1

)skm 5.1()h(km elocitaV

13 hkm104.5

h 1s 3600

skm 5.1

L’Incertezza delle MisureLe cifre riportate nella misura si intendono come cifre significativecifre significative. . Es.: In 1.2 cm3 compaiono 2 cifre significative.•Incertezza delle misure (l’ultima cifra è imprecisa entro ±0.5 di quella cifra stessa).

- 1.2 cm3 indica che il volume si colloca tra 1.15 e 1.25 cm3.

•Significatività dello zero, 0.

- 22.0 L significativo → 3 cs.

- 22.05 mL significativo → 4 cs.

- 0.0025 kg = 2.5x10-3 kg non significativo → 2 csCome riportare le cifre significative:

1. I risultati delle misure sono sempre incerti, mentre quelli del computo sono sempre esatti.

2. Nell’addizione e sottrazione, il numero delle cifre decimali del risultato è identico a quello del dato con minor numero di cifre decimali.

3. Nella moltiplicazione e divisione, il numero di cifre significative del risultato è uguale al minimo numero di cifre significative che compare nei dati.

4. Arrotondamento: per eccesso se >5, per difetto se <5, cifra pari se =5.

La MoleUnità fondamentale del SI. Misura la Quantità di Materia

Def. Una MOLE (1 mol) è il numero di atomi presenti in 12 g esatti di 12C .

m(12C) = 1.9926x10-23 g (massa assoluta di 1 atomo di 12C)

g101.9926

12gmole 1

23- 6.022x1023, Numero di Avogadro, NA

Def. Una MOLE (1 mol) di una sostanza qualsiasi è la quantità di materia che contiene SEMPRE un numero di Avogadro, NA, di particelle di quella sostanza (atomi, molecole, ioni).

12 g GRAFITE

12 g DIAMANTE

La MoleC3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)2x

4x C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)

NA=6.022x1023x C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)

1 mol C3H8(g) + 5 mol O2(g) → 3 mol CO2(g) + 4 mol H2O (l)

MICROSCOPICO

1 molecola

MACROSCOPICO

1 mol di molecole

6.022x1023

Una MOLE (1 mol) di una sostanza qualsiasi è la quantità di materia che contiene SEMPRE un numero di Avogadro, NA, di particelle di quella sostanza

La MolePM(C3H8)= 3xPA(C)+8PA(H)

44.097 u

Massa di 1 mol di C3H8= MM(C3H8)=Massa Molare=PM(C3H8)xNAxFC

44.097 u x 6.022x1023 x 1.661x10-24 g/u

44.097 g∙mol-1

PM(C3H8) = 44.097 u

MM(C3H8) = 44.097 g∙mol-1

MICROSCOPICO

Peso Atomico/ Molecolare/ Formula (u)

PESO DI UNA PARTICELLA

MACROSCOPICO

Massa Molare (g∙mol-1)

PESO DI UNA MOLE DI PARTICELLE

6.022x1023

La Mole

1 atomo H

PA = 1.008 u

1 mol di H

MM = 1.008 g∙mol-1

6.022x1023

La Massa Molare di una mole di atomi è uguale al Peso Atomico espresso in grammi (g).

La Mole

La Massa Molare di una mole di molecole è uguale al Peso Molecolare espresso in

grammi (g).

1 molecola H2

PM = 2.016 u

1 mol di H2

MM = 2.016 g∙mol-1

6.022x1023

La Mole

La Massa Molare di una mole di un composto ionico è uguale al Peso Formula espresso in

grammi (g).

1 Unità Formula NaCl

PF = 58.44 u 1 Mole NaCl

MM = 58.44 g∙mol-1

6.022x1023

Dalle Definizioni ai ProblemiDef. Una MOLE (1 mol) di una sostanza qualsiasi è la quantità di materia che contiene SEMPRE un numero di Avogadro, NA, di particelle di quella sostanza (atomi, molecole, ioni).

Numero di Particelle = Numero di Moli x NA

Esercizio. Un campione di vitamina C contiene 1.29x1024 atomi di idrogeno (insieme con altri tipi di atomi). Si esprima tale numero come numero di moli di atomi di idrogeno.

Strategia. Abbiamo il numero di atomi di H e conosciamo NA. Dalla formula, possiamo ricavare il dato che ci è richiesto, utilizzando la formula inversa:

ANH di Atomidi Numero

Numero di Moli

1-23

24

molparticelle 10022.6particelle 1029.1

mol 14.2

Dalle Definizioni ai ProblemiDef. La MASSA MOLARE di una mole di atomi, molecole, composti ionici è uguale al PESO ATOMICO, MOLECOLARE, FORMULA, rispettivamente, espresso in grammi (g).

Massa del Campione = Numero di Moli x Massa Molare, MM

Esercizio. Calcolare il numero di moli di molecole OC(NH2)2 presenti in 2.3 kg del composto.

Strategia. Abbiamo la massa del campione e, dalla formula chimica, ricaviamo la massa molare. Dalla formula, possiamo ricavare il dato che ci è richiesto, utilizzando la formula inversa:

PM = PA(O) + PA(C) + 2xPA(N) + 4PA(H) = 60.03 u

MM = 60.03 g∙mol-1

MMCampione del Massa

Numero di Moli

1-

3

molg 03.60g 103.2

mol 31.38

La Determinazione della Formula Chimica1. FORMULA EMPIRICA: proporzione numerica tra gli atomi dei vari

elementi.Si deduce dalla composizione percentuale in massa.

Campione di 8.00 g → Carbonio 3.27 g 40.9%Idrogeno 0.366 g 4.58%Ossigeno 4.36 g 54.5%

100campione totale massa

campione nel C/H/O di massamassa percentuale C/H/O

Ipotizziamo che il campione abbia massa totale di 100 g, da cui possiamo ottenere il Numero delle Moli, con la MM.

C/H/OMMC/H/O di massa

Numero di Moli C/H/OCampione di 100 g → Carbonio 40.9 g 3.41

molIdrogeno 4.58 g 4.54

molOssigeno 54.5 g 3.41

mol2. FORMULA MOLECOLARE.Si ottiene conoscendo la massa molare del campione.

Divido x 3.41C3.41H4.54O3.41 C1H1.33O1Moltiplico x 3 C3H4O3

Per questo campione, MM = 176.14 g∙mol-1

MM(C3H4O3) = 3 x (12.011 g∙mol-1) + 4 x (1.008 g∙mol-1) + 3 x (16.00 g∙mol-1) = 88.06 g∙mol-1

000.2molg 06.88

molg 14.176-1

-1

C6H8O6

Le SoluzioniDef. Una SOLUZIONE è una classe speciale di miscele omogenee costituita da un SOLUTO, ciò che è sciolto, e un SOLVENTE, ciò che scioglie.

DETERMINAZIONE DELLA CONCENTRAZIONE

1. MOLARITÀ, M [mol∙L-1]

2. MOLALITÀ, m [mol ∙kg-1]

3. PERCENTUALE PESO/PESO, %(w/w)

4. PERCENTUALE VOLUME/VOLUME, %(v/v)

(L) SOLUZIONE volume

(mol) SOLUTO moli numeroM

(kg) SOLVENTE assam

(mol) SOLUTO moli numerom

100(kg) SOLVENTE)(SOLUTO assam

(kg) SOLUTO assam)m/m%(

100(L) SOLVENTE)(SOLUTO olumev

(L) SOLUTO olumev)v/v%(

(mol) SOLVENTE)(SOLUTO olim

(mol) SOLUTO olim)SOLUTO(X

(mol) SOLVENTE)(SOLUTO olim

(mol) SOLVENTE olim)SOLVENTE(X

5. FRAZIONE MOLARE, X

1)SOLVENTE(X)SOLUTO(X

EserciziEsercizio. Calcolare MOLARITÀ e MOLALITÀ di una soluzione di H2SO4 al 62% (w/w), sapendo che la densità, d = 1.52 g∙mL-1.

(L) SOLUZIONE volume(mol) SOLUTO moli

M (kg) SOLVENTE assam

(mol) SOLUTO molim

1 L = 1000 mL → dalla densità, 1000 mL ∙ 1.52 g∙mL-1 = 1520 g

→ dalla %(w/w)

g 4.94210062

1520puro SOH 42

PM(H2SO4) = 2xPA(H) + PA(S) + 4xPA(O) = 98.09 u

MM (H2SO4) = 98.09 g∙mol-1

mol 613.9molg 09.98g 4.942

MMSOH massa

SOH moli1-

4242

9.613 M

kg 5776.0g 6.577100

)62100(1520OH massa 2

5776.0613.9

(kg) SOLVENTE assam(mol) SOLUTO moli

m 16.64 mol ∙kg-1

EserciziEsercizio. Quanto H2SO4 al 62%, 9.613 M, e quanta H2O sono necessari per ottenere 1.5 L di soluzione 2.0 M?

Vin x Min = Vfin x Mfin

L 312.0Lmol 613.9

L 5.1Lmol 0.2M

VMV

1-

-1

in

finfinin

Litri soluzione H2SO4 iniziale

L 1.188L 0.312-L 5.1)OH(V 2 Litri H2O