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  1. 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

  2. La materia e la sua composizione

  3. 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.

  4. La Composizione dell’AtmosferaComponenti 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)

  5. 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).

  6. Miscele vs. Composti La composizione di un composto é costante ed invariabile La composizione di una miscela è variabile

  7. Miscele vs Composti o elementi Miscele Composti o elementi acciaio Ferro Fe Acqua potabile Acqua H2O Acqua marina Carbone carbonio

  8. Miscele omogenee vs eterogenee Miscele omogenee Miscele eterogenee Soluzioni Sospensione gas Fumo- nebbia schiuma-gel Lega (acciaio-ottone) Materiali compositi Benzina rocce plastica plastica

  9. 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

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

  11. La mole 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. N è il numero di nuclidi che stanno in esattamente 12 g di 12C.

  12. La mole La massa in g di una mole di 12C è per definizione 12 g. N = 6,0221367(36) ×1023 Poiché N è un numero per mole, esso ha unità di misura mol-1ed è chiamata costante di Avogadro. NA = 6,0221367(36) ×1023 mol-1

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

  14. Mole e massa molare Moli di sostanze diverse hanno massa diversa ! 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 In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!

  15. Mole e massa molare Una mole di sostanza diverse ha peso diverso !

  16. Esempi Una mole di CO2 contiene NA molecole di CO2Una mole di NaCl contiene NA ioni Na+ e NA ioni di Cl-Una mole di Na2SO4 contiene 2NA ioni Na+ ed NA ioni di SO42-Una mole di SiO2 contiene NA atomi di Si ed 2NA atomi di O

  17. 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. Costante di Avogadro (NA) 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!!!

  18. 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

  19. 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.

  20. Stechiometria: quella parte della chimica che riguarda le quantità delle specie che partecipano a reazioni grammi di sostanza= massa molare x n.moli g=g*mol-1*mol g *mol-1 =g/mol Massa molare= grammi/ n.moli n. moli= grammi/ massa molare mol =g/g*mol-1 Per i gas: volume molare= volume/ n. moli mol =dm3/mol n. moli= volume/ volume molare mol =dm3/dm3 mol-1

  21. Esercizi • Ho un campione di zolfo che pesa 4.07 g. • Quante moli di zolfo sono presenti? • Qual è il numero totale di atomi di zolfo nel campione? (a) n. moli= grammi/ massa molare mol =g/g*mol-1 n. moli= 4.07 g/ 32.07 g mol-1 = 0.127 mol (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

  22. 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

  23. 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

  24. Esercizi • Calcolare 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 g grammi di idrogeno = 0,0555 mol 2 x 1,008 g mol-1 = 0,112 g grammi di sostanza= massa molare x n.moli

  25. Esercizi • Calcolare 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 Ni 0,00356 mol x 32,1 g mol-1 = 0,114 g di S 0,00356 mol x 11 x 15,9994 g mol-1 = 0,627 g di O 0,00356 mol x 14 x 1,008 g mol-1 = 0,0503 g di H 0,00356 mol x 7 x 18,0 g mol-1 = 0,449 g di H2O grammi di sostanza= massa molare x n.moli

  26. 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 %

  27. 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 mol Moli di H = 2,74 g / 1,008 g mol-1) = 2,72 mol Moli 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.

  28. 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 mol Moli di H = 2,74 g / 1,008 g mol-1) = 2,72 mol Moli 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.

  29. 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 mol Moli 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 = 1 Quindi 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