“La Mole” Principi di stechiometria

1. Lic. classico”D.A. Azuni” - Sassari Prof. Paolo Abis “La Mole”Principi di stechiometria http://abitec.altervista.org/

2. GLI ATOMI SI PESANO • Già più di due secoli fa, i chimici sentirono il bisogno di pesare gli atomi, di determinare quindi la massa dei differenti elementi chimici. Ovviamente questo è sempre stato un problema impossibile da risolvere direttamente poiché non è certo eseguibile la pesata diretta di un atomo, è stato però risolto indirettamente per confronto. • Innanzitutto è stato necessario determinare un'unità di massa atomica cioè una massa con la quale confrontare le masse degli atomi dei differenti elementi.

3. L'UNITA' DI MASSA ATOMICA • (abbreviazioni u.m.a. oppure u) corrisponde alla dodicesima parte della massa dell'isotopo 12 del carbonio.

4. L'UNITA' DI MASSA ATOMICA Relativa • Il numero di massa non deve essere in alcun modo confuso con la massa effettiva di un atomo. • Per indicare le masse degli atomi (o dei composti chimici) sarebbe oltremodo scomodo usare l'unità di misura ordinaria della massa, il kg o il g. • Per questo motivo i chimici hanno ideato una unità di misura relativa, prendendo come riferimento la massa del nuclide 12C, al quale si assegna il valore 12.

5. L'UNITA' DI MASSA ATOMICA • L'unita di massa atomica relativa - abbreviazione u.m.a. (o meglio u) - è 1/12 (un dodicesimo) della massa del 12C. • L'unità di massa atomica è un numero adimensionale in quanto è il rapporto fra due numeri con la stessa dimensione. • La massa atomica relativa è detta anche peso atomico, in ogni caso questa grandezza è adimensionale. • Una u corrisponde a circa 1.66 x 10-24 g.

6. Massa atomica relativaIl caso del fosforo • Il fosforo è un elemento mononuclidico, è cioè • costituito esclusivamente dal nuclide 31P. • La massa atomica relativa del fosforo è : 30,973 76. • Ciò significa che la massa di un atomo di fosforo-31 è 30,973 76 volte maggiore della dodicesima parte della massa dell’atomo di carbonio 12.

7. Le Masse atomiche sono riportate nella Tavola Periodica

8. GLI ATOMI SI CONTANO… • Le trasformazioni chimiche avvengono per reazione fra particelle elementari : gli atomi • Nel laboratorio chimico bisogna trovare un modo comodo e semplice per prendere in considerazione quantità uguali di atomi di elementi diversi, pur essendo impossibile contarli uno per uno.

9. GLI ATOMI SI CONTANO… • Problema: Quanti atomi di ogni elemento sono presenti in un campione? I numeri in gioco sono astronomici (dell’ordine di 1023 e più). Pesare è contare….

10. Pesare è contare…. Una pallina rossa pesa 2 g 2 g … e 10 palline ? 20 g … Quante palline ci sono in 46 g ? 23 palline

11. Pesare è contare…. Una pallina rossa Una pallina gialla Una pallina verde 6 g 2 g 10 g Una dozzina Una dozzina Una dozzina 24 g 72 g 120 g

12. Inventiamo un nuovo raggruppamento il Mule…. • Ogni mule contiene un numero pre-stabilito di palline = 23 Un Mule di palline verdi Un Mule di palline rosse Un Mule di palline gialle Peso (23 x 2) = 46 g (23 x 6) = 138 g (23 x 10) = 230 g Num. palline 23 23 23

13. Confrontiamo i Mule di palline 3 Mule di palline verdi 3 Mule di palline rosse 3 Mule di palline gialle Peso 44 g x 3 = 138 138 g x 3 = 414 230 g x 3 = 690 Num. palline 69 69 23 x 3 = 69 Conclusione: le masse sono diverse ma il numero complessivo di elementi è uguale

14. Passiamo agli atomi… Gli atomi e le molecole sono estremamente piccoli, per cui, in un campione visibile di sostanza, è presente un numero enorme di particelle. I chimici lavorano con atomi e molecole pesando sulle bilance le quantità necessarie di sostanze e, contemporaneamente, sanno esattamente con quante particelle hanno a che fare, anche se non possono contarle.

15. La mole e il numero di Avogadro • Per poterlo fare i chimici hanno definito l’unità di quantità di sostanza, la “mole”. • Ogni molecontiene un determinato numero N di particelle. Questo numero viene definito “numero di Avogadro”

16. La mole e il numero di Avogadro Il numero di Avogadro è un numero enorme è pari a: NA = 6,022.1023 Una Mole = 6,022.1023 particelle contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 12 g di carbonio 12

17. Definizione di mole Se misuriamo esattamente 12 g di carbonio 12, abbiamo esattamente 1 mol di atomi di carbonio 12. Nel mucchietto ci sarà esattamente il numero di Avogadro di atomi.

18. Definizione di mole Una mole è la quantità di sostanza che contiene 6,02.1023 particelle elementari (atomi, molecole, ioni, o altre unità microscopiche). 1mole di qualsiasi sostanza contiene 6,02 x 1023particelle

19. Riassumendo … • La mole è una quantità di sostanza … • contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 12 g di carbonio 12. • Il numero di queste entità è : 6,022 x 1023 • Numero di Avogadro o costante di Avogadro • Le entità elementari devono essere specificate e possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni, ecc, ovvero gruppi specificati di tali particelle.

20. C In pratica … • Una mole di atomi è una quantità in grammi di un elemento, numericamente uguale alla massa atomica relativa dell’elemento stesso. • es. :

21. Oxygen 32.00 g One mole of common substances. Water 18.02 g CaCO3 100.09 g Copper 63.55 g

22. Ciascun campione è costituito da 1 mole di atomi del rispettivo elemento: 32 g di zolfo, 201 g di mercurio, 207 g di piombo, 64 g di rame, 12 g di carbonio.

23. Una mole di atomi Una MOLE di ATOMI è costituita da: UN NUMERO DI GRAMMI UGUALE ALLA MASSA ATOMICA DELL’ELEMENTO. Una mole di ferro ha una massa di 55,85 g, la massa atomica del ferro è 55,85 u.

24. Una mole di atomi

25. Una mole di molecole Una MOLE di MOLECOLE di un composto è costituita da: UN NUMERO DI GRAMMI UGUALE ALLA MASSA MOLECOLARE DEL COMPOSTO. Una mole d’acqua ha una massa di 18,02 g, la massa molecolare dell’acqua è 18,02 u.

26. Dal mondo microscopico a quello macroscopico C + O2 CO2 MONDO MICROSCOPICO 1 atomo 1 molecola 1 molecola MA =12 u MM=32 uMM=44 u XN = 6,02 x 1023 XN = 6,02 x 1023 XN = 6,02 x 1023 MONDO MACROSCOPICO 1 mole di atomi 1 mole di molecole1 mole di molecole 12 g32 g 44 g

27. Massa molare • La massa molare di un elemento è la massa atomica espressa in grammi. • La sua unità unità è g/mol (grammi per mole). • La massa molare è indicata con la lettera M (o PM). • La massa molare può essere dedotta dalla Tavola periodica o può essere calcolata.

28. U.M.A. gr-atomo P.A. Gr-mole mole gr-molecola P.M. gr-formula P.F. NA Concetto di mole Diagramma n. 2

29. Sintesi

30. La Mole al lavoro • Problemi : • Trovare il numero di moli contenute in una massa data di una certa sostanza • Determinare la massadi una sostanza conoscendo il numero delle moli

31. Trovare il numero di moli contenute in una massa data di una certa sostanza N moli = Massa della sostanza in g Massa molare della sostanza g/mol Es. Trovare il n. di moli contenute in 10 g di Zolfo 10 g Massa Zolfo = = N moli Zolfo = 0,312 mol 32,1 g/mol Massa molare Zolfo

32. Il Magico triangolo Massa g Massa Numero di moli x M.A.r. Moli Massa Atomica relativa: U Per facilitare i calcoli

33. Massa Numero di moli =? x M.A.r. ? Es. N. Moli in 32,5 g di Zn (65 u) Il Magico triangolo

34. 32,5 32.5 g/65 = 0,50 mol x 65 ? Es. N. Moli in 32,5 g di Zn (65 u) Il Magico triangolo

35. Determinare la massa di una certa sostanza conoscendo il numero delle moli Massa(g) = N. di Moli x Massa molare della sostanza g/mol Es. Calcolare la massa di 3,0 moli di Mg (A: Mg =24U) x Massa(g) = N. di Moli Mg Massa molare Mg = Massa(g) = 3,0 x = 24 U 72 g

36. Il Magico triangolo Massa g =? ? x M.A.r. Moli Es. la massa di 0,20 moli di CO2

37. Il Magico triangolo Massa g =8,8 g ? x 44 u 0,20 Es. la massa di 0,20 moli di CO2 C=12 u; O=16 u CO2 =1.12 + 2.16 = 44 u

38. m (g) n (moli) = P.M. (g/mole) m (g) = n (moli) x P.M. (g/mole) m (g) P.M. (g/mole) = n (moli) Riepilogo formule per i calcoli N. delle Moli Massa in grammi Peso Molare

39. Formule chimiche e composizione percentuale Attraverso le formule chimiche che esprimono i rapporti di combinazione fra gli atomi componenti è possibile calcolare la percentuale in massa o composizione percentuale di ciascun elemento presente nel composto.

40. Formule chimiche e composizione percentuale La composizione percentuale è utile per determinare la massa effettiva di un elemento presente in una data massa di composto.

41. Formula Minima Per mezzo dell’analisi qualitativa e quantitativa si calcolano sperimentalmente le percentuali in massa degli elementi, da cui si ricava la formula minima del composto. La formula minima indica il rapporto di combinazione minimo con cui gli atomi si legano per formare la molecola.

42. Formula Minima I passaggi per determinare la formula minima sono i seguenti: • si scrive la massa m in grammi di ciascun elemento presente in 100 g di composto, cioè la sua percentuale in massa; • si calcola il numero di moli n di ciascun elemento; • si divide il numero di moli di ciascun elemento per il più piccolo numero di moli calcolato: i numeri interi che si ottengono sono gli indici numerici della formula; • si scrivono gli elementi e in basso a destra di ciascuno il rispettivo indice.

43. La composizione % in peso di un composto è 69.9% ferro e 30.1% ossigeno; la sua massa molare è 159.7 g/mol. Determinare la formula molecolare del composto? È conveniente impostare il problema in questi termini: la composizione % indica che 100 g del composto contengono 69.9 g di Fe e 30.1 g di O. 1° passo (Fe) 69.9 g / 55.85 g/mol = 1.25 moli di Fe(O)  30.1 g / 16.0 g/mol = 1.88 moli di O 2° passo 1.25 moli di Fe / 1.25 moli = 1 atomo Fe1.88 moli di O / 1.25 moli = 1.5 atomi O 3° passo Moltiplicando per un fattore 2, si rendono interi entrambi i numeri1 Fe x 2 = 2 Fe1.5 O x 2 = 3 OLa formula minima del composto è quindi Fe2O3 4° passo Si determina il peso della formula minima: (55.85 x 2) + (16 x 3) = 159.7Poiché il peso della formula minima coincide con il peso molecolare del composto, Fe2O3 è anche la sua formula molecolare: si tratta di ossido ferrico.

44. Per ricavare la formula molecolare di un composto è necessario misurare sperimentalmente anche la sua massa molecolare. La formula molecolare è un multiplo della formula minima.

45. Come calcolare la composizione percentuale dalla formula molecolare Calcolare la composizione percentuale in peso dell'acido acetico (CH3COOH) • In una mole di acido acetico vi sono 2 moli di C, 4 moli di H e 2 moli di O. • Convertendo le moli in masse, si ottiene (per una mole di sostanza): • (C) 2 mol x 12 g/mol = 24 g di carbonio(H) 4 mol x  1 g/mol =   4 g di idrogeno(O) 2 mol x 16 g/mol = 32 g di ossigeno    TOTALE = 60 g di sostanza • Proporzione per la % => 24 : 60 = x : 100 • Quindi:massa % C = 24/60 = 40%massa % H =  4/60 =  6.7%massa % O = 32/60 = 53.3%

46. Esempi • La composizione % in peso di un composto è 25.9% azoto e 74.1% ossigeno; la sua massa molare è 108 g/mol. Determinare la formula molecolare del composto. • Un composto ha formula minima CH2O e una massa molare di 180 g/mol. Determinarne la formula molecolare. • Calcolare la composizione percentuale in peso di CaCO3 (carbonato di calcio).