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Massa atomica relativa

Massa atomica relativa. La 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 12 C è stata definita come esattamente = a 12.

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Massa atomica relativa

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Presentation Transcript

  1. Massa atomica relativa La 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.

  2. 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

  3. Massa Molecolare somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una molecola di una sostanza elementare o di un composto • I2: 126.9x2= 253.8 • H2SO4: (1.008 x 2) + 32.064 + (15.999 x 4) = 98.076

  4. Quando una sostanza non è formata da molecole discrete ma da un insieme infinito di atomi o ioni Peso formula • NaCl: 22.9898 + 35.453 = 58.443 • K2Cr2O7: (39.10 x 2) + (51.996 x 2) + (15.999 x 7) = 294.2

  5. Massa atomica, massa molecolare e peso formulasono tutte MASSE MOLARI Le unità di massa (sia atomiche che molecolari o formula) se espresse in grammi sono massa di una mole

  6. La mole Le grandezze fondamentali e le unita' di misura nel Sistema Internazionale (SI)

  7. La mole è una quantità di atomi tale che la sua massa in g è pari alla sua massa atomica. N è il numero di atomi che stanno in esattamente 12 g di 12C. N = 6,0221367(36) ×1023Poiché N è un numero per mole, esso ha unità di misura mol-1ed è chiamata costante di Avogadro. N = 6,0221367(36) ×1023 mol-1

  8. La mole Una mole di 23Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di 23Na Una mole diH2O è la quantità di sostanza che contiene N atomi di H2O E’ un multiplo della massa molecolare; numericamente è uguale alla massa molecolare, ma è espressa in grammi 1 mol di CaSO4 = 136 g In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi! Es: 2H2 + O2 2H2O

  9. Una mole di sostanze diverse mostra pesi diversi ! Mole e massa molare In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!

  10. 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 di particelle , detto numero di Avogadro: N = 6.023 x 1023 MOLE Quantità espressa in grammi pari alla massa della sostanza (atomo o molecola) espressa in unità di massa atomica. Il numero di moli contenuto in una nota massa di una sostanza può essere calcolato dalla seguente relazione : m (g) n (moli) = P.M. (g/mole)

  11. Composti sconosciuti Analisi qualitativa Analisi quantitativa Formula minima Formula vera Determinazione MM = Ca, S, O Ca = 29,41% S = 23.52% O = (resto) 47.07% 0.73 0.73 2.94 Ca ------ = 1 S ------ = 1 O ------  4 0.73 0.73 0.73 CaSO4 % 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 Massa Molecolare determinata sperimentalmente: 136 g/mol Ca S O 40 + 32 + (16 x 4) = 136 136 / 136 = 1 , la formula MINIMA coincide con quella VERA Formula minima e formula vera

  12. La nomenclatura chimica I composti possono essere indicati con nomi comuni oppure con nomi sistematici Alcuni 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, carbonatodi calcio) Nomenclatura di composti molecolari. • come se il composto fosse ionico. • Un composto binario: • cloruro d'idrogeno HCI • solfuro d'idrogeno H2S

  13. Composti 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.

  14. Soluzioni miscele omogenee di più composti • 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

  15. Soluto B Soluto A Soluto C Solvente Solvente: Componente predominante Soluti: Componenti presenti in quantità minori

  16. 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.

  17. Percento in peso NaCl al 2% (p/p) Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significa che in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua). 2 g NaCl + 98 g H2O

  18. Percento in peso NaCl allo 0.9% (p/p) 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. 0,9 g NaCl + 99,1 g H2O

  19. Percento in peso Saccarosio al 10% (p/p) In 1 kg di una soluzione acquosa di saccarosio al 10% sono contenuti 100 g di saccarosio. 10 g saccarosio + 90 g H2O

  20. na Frazione molare di A = xa = na + nb + nc + ,,, + nz Frazione molare Per una soluzione costituita di na moli di A, nb moli di B, nc moli di C, …, nz moli di Z, si definisce frazione molare di un componente il rapporto fra il numero di moli di quel componente ed il numero totale di moli presenti nella miscela La somma delle frazioni molari è uguale a 1

  21. 2 x= = 0.5 H2O 2 + 2 Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli di acqua b) 64 g di metanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli dell’alcole La frazione molare dell’acqua si calcola come segue:

  22. 0.1 xglucosio = = 0.000998 0.1 + 0.1 + 100 Frazione molare (esempio) Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosio dissolti in 1800 g di acqua. a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 18 g di fruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli dello zucchero b) 1800 g di acqua (PM 18) corrispondono a 100 moli di acqua La frazione molare del glucosio si calcola come segue:

  23. N. moli di soluto M = Volume di soluzione Molarità

  24. Molarità 1 litro Glucosio 180.1272 g Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa che in un litro di soluzione è dissolta una mole di glucosio. Soluzione 1M 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

  25. Normalità N. equivalenti di soluto N = Volume di soluzione

  26. HCl + NaOH  NaCl + H2O H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O • Nella reazione con idrossido di sodio • 1 mole di H2SO4 è equivalente a 2 moli di HCl • 1 mole di H3PO4 è equivalente a 3 moli di HCl

  27. HCl + NaOH  NaCl + H2O H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O 1 mole di H2SO4 contiene 2 equivalenti dell’acido 1 mole di H3PO4 contiene 3 equivalenti dell’acido

  28. HCl + NaOH  NaCl + H2O H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2H2O H3PO4 + 3 NaOH  Na3PO4 + 3H2O HCl PM = PE = 36.5 H2SO4 PM = 98 PE = 49 H3PO4 PM = 98 PE = 32,66

  29. H2SO4 Soluzione 1 N ( 0.5 M) 1 litro 49.028 g Dire che una soluzione di acido solforico è 1N significa che in 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 Essendo per H2SO4 : PE = 1/2 PM …. In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti 49.028 g di acido solforico.

  30. N. moli di soluto m = Massa di solvente* Molalità Solo solvente, senza soluto * espressa in chilogrammi

  31. Dire che una soluzione acquosa di glucosio è 1 molale significa che in 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 glucosio 1 mole (180,1272 g) di glucosio vienedissolta con1 kg di acqua

  32. 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

  33. 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

  34. 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.

  35. 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 -

  36. 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 inequilibrio 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

  37. L’anidride carbonica si scioglie nell’acqua, e solubilizza i carbonati, questi vengono poi rilasciati 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.

  38. 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

  39. 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

  40. 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

  41. 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

  42. 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

  43. 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

  44. pressione che occorre esercitare su A per bloccare il flusso osmotico Pressione osmotica = membrana semipermeabile (fa passare solo il solvente) solvente con soluto solvente puro A B flusso di solvente (osmosi)

  45. P OSMOSI Soluzione acquosa H2O p

  46. Pressione osmotica La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto di destra al comparto di sinistra Soluzione acquosa H2O C Si può sperimentalmente osservare che p p = Cx R x T

  47. Calcolo pressione osmotica px V = n R T p 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) = ̶̶

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