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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