2_Teoria_e_esercizi_vOaS8

•Elementi e composti
•Pesi atomici e pesi molecolari
•Mole e massa molare
2a lezione – 17 ottobre 2016
Elementi ed atomi
• Una sostanza viene definita «elemento» quando non è
scomponibile in altre sostanze
• Un elemento è costituito da componenti fondamentali
chiamati «atomi», a loro volta costituti da protoni (p),
neutroni (n) ed elettroni (e-).
• Protoni e neutroni costituiscono il nucleo dell’atomo,
mentre gli elettroni ruotano attorno al nucleo.
• La massa del neutrone e del protone è simile (~1.67x10-27
kg). La massa dell’elettrone è 9,11x10-31 kg.
 la massa di un atomo è praticamente uguale a quella del
suo nucleo
Elementi ed atomi
• Il protone ha carica positiva, l’elettrone ha carica negativa.
• In un atomo il numero di elettroni equivale il numero di
protoni: questo valore è definito numero atomico, Z.
 Un atomo è elettricamente neutro
• Il numero totale di nucleoni (protoni + neutroni) è definito
numero di massa, A:
 Atomi con stesso numero atomico e diverso numero di
massa sono definiti isotopi di un elemento.
Elementi ed atomi
• In seguito a reazione chimica gli atomi possono perdere o
acquistare elettroni, quindi acquistare carica positiva o
carica negativa.
• Le specie chimiche dotate di carica elettrica sono dette ioni.
• Se hanno carica positiva sono dette cationi
• Se hanno carica negativa sono dette anioni
Na
atomo di sodio
Na+ + ecatione
elettrone
Br + eatomo di bromo
elettrone
Branione
Composti chimici
• Una sostanza viene definita «composto chimico» quando è
costituita dalla combinazione di numeri discreti e ben definiti di
atomi di più elementi, nei quali può essere anche scomposta.
• Le sostanze possono essere «molecolari» o «non molecolari»
• Le sostanze molecolari sono costituite da molecole
• Le molecole sono gruppi discreti di atomi legati tra loro da legami
covalenti. Una molecola è la più piccola parte in cui può essere
suddivisa una sostanza senza che ne varino le proprietà chimiche
• Le sostanze non molecolari sono costituite da composti ionici
(cationi ed anioni tenuti insieme da legami ionici) o da uno
smisurato aggruppamento di atomi (ad esempio ferro e rame
uniti da legami metallici; gli atomi di carbonio nella grafite e nel
diamante, uniti da legami covalenti)
Simboli e formule chimiche
• Le formule chimiche di elementi e composti sono scritte
usando simboli chimici.
• Il simbolo chimico di un elemento è costituito da una o due
lettere dell’alfabeto (la prima maiuscola, la seconda
minuscola) derivate dal nome storico dell’elemento.
• H idrogeno, N azoto
• Hg mercurio, Na sodio
• Per specificare l’isotopo di un elemento si pone prima del
simbolo dell’elemento, in alto a sinistra, il numero di massa
dell’isotopo (A). In basso a sinistra si può indicare il numero
atomico (Z).
Simboli e formule chimiche
degli elementi
• La formula chimica dei gas nobili si scrive indicando il
simbolo chimico dell’elemento
He (elio), Ar (argon), Xe (xenon)…
• La formula chimica degli elementi metallici e non molecolari
si scrive indicando il simbolo chimico dell’elemento
Cu (rame), ma non Cu2, Cu3; Fe (ferro), ma non Fe2, Fe3
• Per tutti gli altri elementi si parla di formula empirica o
minima quando si indica solo il simbolo chimico privo di
pedice e di formula chimica o molecolare quando appare il
pedice
Ossigeno: O2 (formula chimica) e O (formula empirica)
Simboli e formule chimiche
dei composti
• La formula empirica mette in sequenza i simboli
degli elementi combinati nella sostanza con al loro
piede i più piccoli numeri interi che indichino il
numero di atomi che danno l’esatta composizione
atomica della sostanza
• Ad esempio: il benzene è composto da idrogeno e
carbonio, presenti nel rapporto 1:1: la sua formula
empirica è CH
• Ad esempio: il solfato di calcio è composto da
calcio, zolfo e ossigeno nei rapporti atomici 1:1:4, la
sua formula empirica è CaSO4
Simboli e formule chimiche
dei composti
• La formula molecolare viene costruita ponendo in
sequenza i simboli degli elementi combinati nella
sostanza, con al loro piede il numero che indica
quanti atomi di quell’elemento sono contenuti in
una molecola.
• Ad esempio: la formula molecolare del benzene è
C6H6 perché una molecola di benzene contiene 6
atomi di carbonio e 6 atomi di idrogeno.
Simboli e formule chimiche
dei composti
• Nota: in molti casi formula empirica e formula
molecolare coincidono
• Ad esempio: La formula empirica e la formula
molecolare del diossido di carbonio è CO2
• Ad esempio: Acido cloridrico HCl
• Ad esempio: cloroformio, CHCl3
Simboli e formule chimiche
dei composti
• La formula di struttura indica la posizione spaziale
degli atomi contenuti in un composto.
• Composti con la medesima formula chimica ma
diversa formula di struttura sono detti isomeri
Ad esempio: acido acetico (CH3COOH) e formiato di
metile HCOOCH3) hanno la stessa formula bruta,
C2H4O2, ma diversa formula di struttura
*****
Esercizio. Il cloro ha due isotopi stabili contenenti
rispettivamente 18 e 20 neutroni. Utilizzando la tavola
periodica degli elementi, scrivere i simboli dei due
isotopi.
RISPOSTA
A = numero di massa = n° protoni + n° neutroni
Z = numero atomico = n° protoni = 17 (dalla tavola periodica)
Isotopo con 18 neutroni: A = Z + 18 = 17 + 18 = 35
35
17𝐶𝑙
Isotopo con 20 neutroni: A = Z + 20 = 17 + 20 = 37
37
17𝐶𝑙
Esercizio. Stabilire:
a) quanti protoni, neutroni ed elettroni ha l’isotopo con
A = 127 e Z = 53
b) verificare a quale elemento appartiene.
RISPOSTA
a) A = n° neutroni + n° protoni
Z = n° protoni
n° protoni = 53
n° neutroni = 127 – 53 = 74
n° elettroni = n° protoni = 53
b) Dalla tavola periodica degli elementi l’elemento che ha
numero atomico 53 è lo iodio
*****
Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM)
La massa di atomi e molecole è espressa con l’unità di
massa atomica, u
L’unità di massa atomica corrisponde alla dodicesima
parte della massa di un atomo dell’isotopo 12C del
carbonio.
Questa massa corrisponde a 1,66054 × 10-27 kg
Questa unità è anche chiamata dalton, Da
Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM)
Il peso atomico relativo di un atomo X è definito:
𝑃𝐴𝑋 =
𝑚𝐴𝑋
1
𝑚𝐴12𝐶
12
𝑚𝐴𝑋 (𝑘𝑔)
=
1,66054 × 10−27 𝑘𝑔
Il peso atomico relativo è una grandezza adimensionale,
essendo un rapporto tra masse
Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM)
Per passare dal peso atomico PAX alla massa espressa in
chilogrammi mAX occorre moltiplicare il primo per l’unità
di misura della massa atomica
mAX = PAX × u = PAX × 1,66054 × 10-27 kg
Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM)
Il peso molecolare (PM) è dato dalla somma dei pesi
atomici di tutti gli elementi che compaiono nella formula
assegnata alla sostanza
Ad esempio per una sostanza AaBbCc
PMAaBbCc = a × PAA + b × PAB + c × PAC
Esercizio. Il peso atomico dell’oro è 196,967. Calcolare
a) la massa in chilogrammi di un atomo di oro b)
quanti atomi sono contenuti in 196,967 g di oro.
RISPOSTA
a) La massa di un atomo di oro:
mAu = PAAu x 1,66054 x 10-27 kg = 196,967 x 1,66054x10-27 kg
= 3,27072 x 10-25 kg
b) 3,27072 x 10-25 kg, 1kg = 103g -> 3,27072 x 10-22 g
per calcolare il numero di atomi in 196,967 g di oro basta dividere
la massa data per la massa di un atomo.
196,967 g / (3,27072 x 10-22g) = 6,022 x 1023 atomi
Esercizio. Conoscendo i pesi atomici del carbonio e
dell’idrogeno calcolare a) il peso molecolare del
benzene, C6H6 e b) la massa in grammi di una molecola
di benzene.
RISPOSTA
a) PMC6H6 = 6 x PAC + 6 x PAH = 6 x 12,011 + 6 x 1,008 =
= 78,114
b) PMC6H6 x 1u in kg = 78,114 x 1,66054 x 10-27 kg=
= 1,2971 x 10-25 kg = 1,2971 x 10-25 x 103 g =
= 1,2971 x 10-22 g
Mole e massa molare
La mole è la grandezza fondamentale della quantità di sostanza e
corrisponde al numero di atomi contenuti in 0,012 kg dell’isotopo 12C.
Questo numero di atomi è definito numero di Avogadro, NA
NA = 6,0221420 x 1023 mol-1
Mole e massa molare
Ai fini pratici, la massa di una mole di qualsiasi sostanza corrisponde
numericamente al peso molecolare assegnato alla sostanza stessa,
espresso in grammi
Ad esempio:
Una mole di idrogeno molecolare, H2 (PM = 2,016) corrisponde
a 2,016 g di questo gas.
Una mole di ioni solfato SO42- (PM = 96,06) corrisponde a 96,06 g di
questo ione
Mole e massa molare
La massa di una mole di sostanza, MM è detta massa molare ed è legata
al peso molecolare dalla seguente relazione
MM = PM g mol-1
Segue che la massa m espressa in grammi di una sostanza è uguale al
prodotto della sua massa molare, MM, per il numero di moli, n, in essa
contenute
Mole e massa molare
massa (g) = Numero di moli (mol) × peso molecolare (g mol-1)
m = n x PM
n = m : PM
PM = m : n
Esercizio. Trovare quante moli corrispondono a 23,52 g di
carbonio, C.
RISPOSTA: 1,958 mol
Esercizio. Calcolare quanti grammi di ferro, Fe, corrispondono
a 3,20x10-2 mol.
RISPOSTA: 1,79 g
Esercizio. Da misure di densità è stato trovato che 0,186 mol
del gas nobile elio, He, pesano 0,7396 g. Calcolare il peso
atomico dell’elio.
RISPOSTA: 3,98 g/mol
Esercizio. Calcolare:
a) la massa molare del diossido di carbonio, CO2
b) quante moli corrispondono a 10,00 g di quella sostanza.
RISPOSTA
a) MMCO2 = 12,011 g/mol + 15,999 g/mol = 44,009 g/mol
b)
n (mol) = massa (g) : MMCO2 = 10,00 g : 44,009 g/mol = 0,2272 mol
Esercizio. Trovare la massa di 3,20 x 10-2 mol di tetracloruro di
carbonio, CCl4.
RISPOSTA
MMCCl4 = 12,011 g/mol + 4 × 35,453 g/mol = 153,823 g/mol
massa (g) = MMCCl4 (g/mol) × n (mol) =
= 153,823 g/mol × 3,10 × 10-2 mol = 4,92 mol