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Peso Atomico e Molecolare. Peso Atomico La massa mediata delle masse relative di tutti gli isotopi naturali costituenti. Carbonio. 98.89% 12 C 1.11% 13 C. 12 • 0.9889 + 13.0034 • 0.0111 = 12.011. Peso Molecolare
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Peso Atomico e Molecolare Peso Atomico La massa mediata delle masse relative di tutti gli isotopi naturali costituenti Carbonio 98.89% 12C 1.11% 13C 12 • 0.9889 + 13.0034 • 0.0111 = 12.011 Peso Molecolare La somma dei pesi atomici degli elementi che sono contenuti in una molecola della sostanza PM CO2 = 12.011 + 2(15.9994) = 44.0100 PM CuSO4·5H2O = 63.546 + 32.064 + 4(15.9994) + 5[1.0079+2(15.9994)] = 248.9341
Unità Atomiche e MolecolariLa Mole La mole è la quantità di sotanza che contiene un numero di unità chimiche (atomi, molecole, ioni, ... ) pari al numero di atomi contenuti in 12.000 g di 12C NA = 6.022169·1023 La massa in grammi di una mole di qualunque elemento (molecola) è espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico (molecolare)
Esempi 1) Quante moli di rame sono contenute in 12.30 g di rame? 2) Quale è la massa media in grammi di un atomo di ossigeno? 3) Quale è la massa di 2.36·10-3 moli di sodio 4) Quanti atomi ci sono in 10.0 g di ossigeno? Quante molecole? 5) Avendo 5.00 g di Li, 5.00 g di Hg e 5.00 g di Cd, quale campione contiene il maggior numero di atomi? 6) Quante moli sono contenute in 18.12 g di solfato di rame pentaidrato? 7) Calcolare la massa di ciascun elemento contenuta in 3.2 g di cloruro di bario. 8) Calcolare la percentuale in peso degli elementi nel solfato di rame pentaidrato. Calcolare la percentuale in peso della sola H2O di idratazione. 1) 1.936·10-1 mol; 2) 2.6567·10-23 g; 3) 5.43·10-2 g; 4) 3.76·1023, 1.88·1023; 5) Li: 4.34·1023; 6) 2.279·10-2; 7) Ba: 2.1 g, Cl: 1.1 g; 8) H: 4.05%, O: 57.83%, S: 12.84%, Cu: 25.28%, H2O: 36.15%
moli di soluto Molalità (m) mol Kg-3 m = chilogrammi di solvente moli di soluto A Molarità (M) mol L-1 [A] = litri di soluzione moli del componente A Frazione molare (c) cA= moli totali di tutti i componenti massa di sostanza Parti per milione (ppm) ppm = massa del campione Concentrazione ChimicaLe Soluzioni Sistema omogeneo che contiene due o più sostanze solventesoluto massa (volume)di soluto x 100 Percentuale in peso (% p/p o v/v) % p/p (v/v) = massa (volume) di soluzione x 106
Unità di Misura delle Concentrazioni Massa percentuale massa di soluto x 100 Percentuale in peso (% p/p) % p/p = massa di soluzione 15 g di solfato di sodio vengono sciolti in 500 g di H2O. Calcolare la percentuale in peso dei componenti la soluzione H2O Na2SO4 Quanti grammi di solfato di rame occorre sciogliere in 500 g di H2O per avere una soluzione al 6.5 % del sale?
Unità di Misura delle Concentrazioni Densità La densità è la massa dell’unità di volume della soluzione Una soluzione acquosa di HBr al 48.5% ha una densità di 1.488 g·cm-3. Calcolare la concentrazione della soluzione espressa in grammi di soluto per dm3 di soluzione. (722 g·dm-3) La densità di una soluzione di acido solforico al 96.4% è 1.835 gcm-3. Calcolare il volume che contiene disciolta una mole dell’acido. (55.5 cm3·mol-1)
moli di soluto A Molarità (M) mol L-1 [A] = litri di soluzione Unità di Misura delle Concentrazioni Molarità Calcolare la concentrazione molare di una soluzione acquosa di cloruro di nichel preparata sciogliendo 3.75 g di sale e portando ad un volume finale di 500 mL. Calcolare la [Ni2+] e [Cl-]. ([NiCl2]=2.89·10-2 M; [Ni2+]=2.89·10-2 M; [Cl-]=5.79·10-2 M ) Calcolare i grammi di idrossido di sodio che occorrono per preparare 1 dm3 di una soluzione 0.100 M della base. (4.00 g) Calcolare i grammi di acido nitrico sono disciolti in 5.00 dm3 di una soluzione 1.55·10-2 M dell’acido. (4.88 g) Calcolare la concentrazione molare di una soluzione di acido nitrico al 69.8%, sapendo che la d=1.42 g·cm-3. (15.7 M) Si calcoli il volume di una soluzione di acido nitrico al 6908% (d=1.42 g·cm-3) e di H2O che bisogna mescolare per preparare 1 dm3 di una soluzione 0.200 M dell’acido. Si considerino i volumi additivi (12.7 cm3)
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Pb(NO3)2(s) Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq) Equilibri di precipitazione Solubilità: è la quantità massima di sale che può sciogliersi in una soluzione acquosa. La solubilità è espressa in moli/L. Composti solubili s > 0.1 mol/L Composti insolubili s < 0.1 mol/L
Equilibri di precipitazione In un sale insolubile il solido e i corrispondenti ioni in soluzione sono in equilibrio tra di loro: PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq) Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 Kps: costante del prodotto di solubilità. Per un dato sistema ha un valore costante a t° = cost (25°C)
Equilibri di precipitazione Esempi: AgBr (s) Ag+(aq) + Br-(aq) Kps = [Ag+] · [Br-] = 5·10-13 Fe(OH)3 (s) Fe3+(aq) + 3 (OH)-(aq) Kps = [Fe3+] · [OH-]3 = 3·10-39 Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca2+(aq) + 2 (PO4)3-(aq) Kps = [Ca2+]3 · [(PO4)3-]2 = 1·10-33
x = Kps = 1.34·10-4 Equilibri di precipitazione In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni all’equilibrio può essere agevolmente calcolata dall’espressione della Kps: Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb2+ e di SO42- all’equilibrio, in una soluzione satura di PbSO4, sapendo che Kps = 1.8·10-8. PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO42-(aq) Kps = [Pb2+] · [SO42-] = 1.8·10-8 [Pb2+] = [SO42-] = x x2 = Kps = 1.8·10-8
Equilibri di precipitazione In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni all’equilibrio non è altro che la sua solubilità in acqua: PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO42-(aq) [Pb2+] = [SO42-] = Kps = 1.34·10-4 = s Più in generale per calcolare la solubilità di un sale occorre calcolare la concentrazione degli ioni provenienti dal sale, tenendo conto dei rapporti ponderali ovvero della stechiometria della reazione
Kps 3 4 Equilibri di precipitazione Esempio: Calcolare la solubilità in acqua del fluoruro di bario, sapendo che Kps = 1.8 ·10-7. Esprimere la solubilità sia in moli/L che in g/L. BaF2(s) Ba2+(aq) + 2 F-(aq) Per 1 mole di BaF2 che si scioglie, si formano 1 mole di Ba2+ e 2 moli di F-: [Ba2+] = s [F-] = 2s Kps = [Ba2+] · [F-]2 = s ·(2s)2 = 1.8·10-7 mol/L s = = 3.6·10-3 4s3 = Kps Per trovare la solubilità in g/L: s = 3.6·10-3 mol/L · 175.3 g/mol = 0.63 g/L PM BaF2 = 175.3 g/mol
Kps 1.7·10-5 = 4.25·10-2 [Pb2+] = = [Cl-]2 [2·10-2]2 Equilibri di precipitazione Dall’espressione della costante del prodotto di solubilità è possibile calcolare la concentrazione di uno dei due ioni all’equilibrio, nota la concentrazione dell’altro: Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb2+ all’equilibrio, sapendo che la concentrazione di Cl- = 2.0·10-2 M PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq) Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 = 1.7·10-5
Equilibri di precipitazione Formazione di un precipitato I valori di Kps possono essere utilizzati per prevedere la formazione di un precipitato. PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq) Prodotto ionico: P = [Pb2+] · [Cl-]2 • Kps è una costante • P può assumere qualunque valore
Equilibri di precipitazione • P > Kps formazione di un precipitato • P < Kps non si forma precipitato • P = Kps siamo al punto di precipitazione
Kps 3 4 Equilibri di precipitazione Effetto dello ione comune PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq) La presenza di uno ione comune diminuisce la solubilità Esempio: Calcolare la solubilità di PbCl2 in acqua e in una soluzione 2.0·10-2 M di KCl. [Pb2+] = s [Cl-] = 2s Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 = s ·(2s)2 = 1.7·10-5 mol/L s = = 1.6·10-2 4s3 = Kps
KCl (s) K+(aq) + Cl-(aq) Kps 1.7·10-5 s' = = = 1.7·10-3 (0.10)2 0.01 Equilibri di precipitazione Effetto dello ione comune PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq) La presenza di uno ione comune diminuisce la solubilità Esempio: Calcolare la solubilità di PbCl2 in acqua e in una soluzione 0.10 M di KCl. sH2O = 1.6·10-2 mol/L [Cl-] = 0.10 M [Pb2+] = s' [Cl-] = 0.10 + 2s' ≈ 0.10 Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 = s' ·(0.10)2 = 1.7·10-5
Equilibri di precipitazione Solubilizzazione dei precipitati Per portare in soluzione il precipitato di un sale insolubile occorre aggiungere un reagente in grado di sottrarre uno o entrambi gli ioni componenti. • Un acido forte per sottrarre anioni basici • Un agente complessante per sottrarre cationi metallici
Equilibri di precipitazione Acido forte H2O H+ Fe(OH)2(s) Fe2+(aq) + 2 OH-(aq) 2H+(aq) + 2OH-(aq) 2H2O Fe(OH)2(s) + 2H+(aq) Fe2+(aq) + 2H2O K = K1·K2 = Kps ·1/(Kw)2 = 5·1011 Kps Fe(OH)2 = 5·10-17
Equilibri di precipitazione Acido forte • Tutti i carbonati • Molti solfuri
Equilibri di precipitazione Formazione di complessi L’ammoniaca e l’idrossido di sodio vengono comunemente usati per sciogliere precipitati contenenti cationi che formano complessi stabili con questi due leganti: AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Kps AgCl = 1.8 ·10-10 NH3 [Ag(NH3)2]+ Kf = 1.7 ·107 K = K1·K2 = Kps ·Kf= 3.1·10-3
Esercizi Calcolare la solubilità dell’idrossido di cadmio (KPS = 2.00·10-14) in acqua pura e in una soluzione di idrossido di sodio 0.240 M. (s = 5.76·10-2M; s’ = 3.47·10-13 M) La solubilità del cromato d’argento è 2.5·10-2 g·dm-3. Calcolare la costante del prodotto di solubilità. (KPS = 1.70·10-12 mol2·L-2) In 1.00 L di H2O vengono disciolti 2.13 mg di solfato di sodio, 1.58 mg di carbonato di sodio e 4.00 mg di nitrato di bario. Sapendo che KPS(BaCO3) = 2.0·10-9 M2 e KPS(BaSO4) = 1.5·10-10 M2 dire quali sali precipiteranno. ([Na2SO4] = 1.50·10-5 M; [Na2CO3] = 1.51·10-5 M; [Ba(NO3)2] = 1.53·10-5 M; precipita il BaSO4)
Unità di Misura Sistema Internazionale 1961 - XI Conferenza Generale dei Pesi e Misure Grandezze Fondamentali: l'unità di misura è definita in modo indipendente; Grandezze Derivate: l'unità di misura è definita tramite le relazioni analitiche che le collegano alle grandezze fondamentali. Caratteristiche del S.I. Completo: tutte le grandezze fisiche considerate si possono ricavare dalle grandezze fondamentali tramite relazioni analitiche; Coerente: le relazioni analitiche che definiscono le unità delle grandezze derivate non contengono fattori di proporzionalità diversi da 1; Decimale:(tranne che per la misura degli intervalli di tempo): multipli e sottomultipli delle unità di misura sono potenze di 10. Il S.I. codifica • le norme di scrittura dei nomi e dei simboli delle grandezze fisiche • l'uso dei prefissi moltiplicativi secondo multipli di 1000.
Fattore Prefisso Simbolo Fattore Prefisso Simbolo 1024 yotta- Y- 10-24 yocto- y- 1021 zetta- Z- 10-21 zepto- z- 1018 exa- E- 10-18 atto- a- 1015 peta- P- 10-15 femto- f- 1012 tera- T- 10-12 pico- p- 109 giga- G- 10-9 nano- n- 106 mega- M- 10-6 micro- µ- 103 chilo- k- 10-3 milli- m- 102 etto- h- 10-2 centi- c- 10 deca- da- 10-1 deci- d- Sistema InternazionalePrefissi moltiplicativi
Sistema InternazionaleRegole di Scrittura • I nomi delle unità di misura vanno sempre scritti in carattere minuscolo, privi di accenti o altri segni grafici. Es: ampere, non Ampère. • I nomi delle unità non hanno plurale. Es: 3 ampere, non 3 amperes. • I simboli delle unità di misura vanno scritti con l'iniziale minuscola, tranne quelli derivanti da nomi propri. Es: mol per la mole, K per il kelvin. • I simboli non devono essere seguiti dal punto (salvo che si trovino a fine periodo). • I simboli devono sempre seguire i valori numerici . Es: 1 kg, non kg 1. • Il prodotto di due o più unità va indicato con un punto a metà altezza o con un piccolo spazio tra i simboli. Es: N·m oppure N m. • Il quoziente tra due unità va indicato con una barra obliqua o con esponenti negativi. Es.: J/s opp. J s-1.
moli di soluto Molalità (m) mol Kg-3 m = chilogrammi di solvente moli di soluto A Molarità (M) mol L-1 CA= [A] = litri di soluzione moli del componente A Frazione molare (c) cA= moli totali di tutti i componenti massa di sostanza Parti per milione (ppm) ppm = massa del campione Le Soluzioni Unità di Misura Concentrazione massa (volume)di soluto x 100 Percentuale in peso (% p/p o v/v) % p/p (v/v) = massa (volume) di soluzione x 106
Le Soluzioni Preparazione di Soluzioni Prima di preparare qualsiasi soluzione è necessario effettuare i calcoli per conoscere i quantitativi e la vetreria necessari. Ricontrollare sempre con attenzione prima di operare. Misura del Soluto e del Solvente Solido Ponderale Liquido Volumetrica o Ponderale • Preparazione soluzione amolarità notaper pesata • Preparazione soluzione amolarità notaper diluizione • Preparazione soluzione a percentuale nota
Le Soluzioni Misura della massa Elettronica Meccanica Bilancia
Le Soluzioni Misura della massa • Piano antivibrante e messa in bolla • Sensibilità pari ad 1/10 del valore di accuratezza richiesto. • Alimentare la bilancia almeno ½ ora prima dell’uso per condizionare i circuiti elettrici. • Eseguire la calibrazione e/o l’azzeramento. • Porre il contenitore sul piattello e azzerare nuovamente (tara). • Togliere il contenitore per introdurvi la sostanza. • Rimettere il contenitore con la sostanza sul piattello ed effettuare la pesata. • Togliere il contenitore, azzerare e pulire la bilancia.
Le Soluzioni Misura del volume pro-pipetta pipette pipette ragno Cilindri (5-10%) sostegno matracci burette
Trattamento dei dati I dati misurati o calcolati possono essere espressi nella notazione scientifica sotto forma di potenze di 10. In questa forma i calcoli possono essere sveltiti e semplificati. Alla fine dei calcoli devono essere riportate solo le cifre significative: minimo numero di cifre richiesto per esprimere un valore senza alcuna perdita di accuratezza. Numero Notazione Cifre significative 1.01 1.01 3 0.0145 1.45·10-2 3 10.04 1.004·101 4 0.000045 4.5·10-5 2 304’500 3.045·105 4 304’500 3.0450·105 5 304’500 3.04500·105 6
Trattamento dei dati • Il numero di cifre decimali dipende dallo strumento impiegato ! • Es.: bilancia avente sensibilità a 0.1 mg • Pesata 5.2004 g: Cifre significative: 5 • Cifre decimali : 4 • Incerteza sperimentale: ±0.0001g • La massa misurata è compresa fra 5.2003 e 5.2005 g • Pesata 10.2000 g: Cifre significative: 6 • Cifre decimali : 4 • Incerteza sperimentale: ±0.0001g • La massa misurata è compresa fra 10.1999 e 10.2001 g
Errore nelle misure sperimentali Errore sistematico Errore casuale • Dipende generalmente da un fattore ripetuto in tutte le misure. • Può essere strumentale o dovuto all’operatore. • Si può contenere mediante tarature e calibrazioni. • È dovuto ad errori non ripetibili umani o strumentali. • Può essere valutato mediante un’indagine statistica.
Errore nelle misure sperimentali Accuratezza Precisione È la vicinanza al valore vero È l’indice della ripetibilità di una misura Incertezza Assoluta: margine di incertezza associato ad una misura (50.00±0.01 mL) (0.10±0.01 mL) Relativa: rapporto tra incertezza assoluta e quantità misurata (0.01/50 =0.0002) (0.01/0.1 =0.1) Percentuale: incertezza relativa x 100 (0.02%) (10%)
s flesso 2s Precisione nelle misure sperimentali Mediame Deviazione standards m m =100 s = 0.25 m ± s 68.3 % m ± 2s 95.5 % m ± 3s 99.7 %
x =100 s = 0.25 Precisione nelle misure sperimentali - Media x e Deviazione standard s Nella realtà il numero di misure n è contenuto, pertanto non è possibile conoscere i valori reali della media m e della deviazione standard s! Deviazione standard 100 ± 0.25 68.3 % 100 ± 0.5 95.5 % 100 ± 0.75 99.7 %
Esempio Misure: 7, 18, 10, 15, 12 n = 5 Media = (7+18+10+15+12)/5 = 12.4
Misure indirette Propagazione dell’errore x1 Una misura indiretta consiste nella determinazione di una grandezza f(x1, x2, x3, …) tramite misure delle variabili x1, x2, x3 … da cui essa dipende. L’errore Dx1, Dx2, Dx3 … sulle misure x1, x2, x3 … si propaga sull’errore Df sulla misura di f. S = x1·x2 x1 = x1 ± Dx1 x2 = x2 ± Dx2 x2 Come calcolare DS ? Smax = (x1+Dx1)·(x2+Dx2) = x1·x2+x1·Dx2+x2·Dx1+Dx1·Dx2 Smin = (x1-Dx1)·(x2-Dx2) = x1·x2-x1·Dx2-x2·Dx1+Dx1·Dx2 DS = (Smax- Smin)/2 = =½·[(x1·x2+x1·Dx2+x2·Dx1+Dx1·Dx2)-(x1·x2-x1·Dx2-x2·Dx1+Dx1·Dx2)] = = ½·(x1·x2+x1·Dx2+x2·Dx1+Dx1·Dx2-x1·x2+x1·Dx2+x2·Dx1-Dx1·Dx2) = = ½·(2 x1·Dx2 + x2·Dx1) = x1·Dx2 + x2·Dx1
Misure indirette Errore Limite • L’errore limite è l’errore massimo che è possibile commettere ricavando analiticamente una grandezza da altre di cui si conoscano le incertezze. • Esso dipende: • dall’incertezza sulle singole misure Dx1, Dx2, … • dalla forma analitica della dipendenza S = x1·x2 DS = x1·Dx2 + x2·Dx1 Errore limite Errore limite relativo DS/S = Dx1/x1 + Dx2/x2
Misure indirette Calcolo dell’errore È possibile calcolare a priori l’errore tramite un’operazione di differenziazione Passando dai differenziali dS alle differenze finite DS si ritrova
Misure indirette Calcolo dell’errore Calcolo della concentrazione di una soluzione preparata per pesata:
Misure indirette Calcolo dell’errore Calcolo della concentrazione di una soluzione preparata per diluizione:
PM K2SO4= 174.25 g·mol-1 molK2SO4 = Esempi Calcolare la concentrazione e il relativo errore sperimentale di una soluzione preparata sciogliendo 1.3245±0.0001 g di solfato di potassio in 250.00±0.02 mL di H2O. ≈ 5·10-6 [K2SO4] = (3.0405±0.005)·10-2 M
Esempi 25.00±0.01 mL di HCl 12.00±0.01 M vengono utilizzati per preparare 1.000±0.001L di una soluzione a concentrazione minore. Calcolare la concentrazione finale e il relativo errore sperimentale. [HCl] = 0.300±0.003 M
Esempi Calcolare la molarità e il relativo errore sperimentale di una soluzione preparata diluendo 30.00±0.01 g di una soluzione di acido nitrico al 65.00% in peso fino ad un volume finale di 500.0±0.1 mL. (0.6190±0.0003M) Calcolare la molarità e il relativo errore sperimentale di una soluzione preparata diluendo 30.00±0.01 mL di una soluzione di acido nitrico al 65.00% in peso (d = 1.390 g·mL-1) fino ad un volume finale di 500.0±0.1 mL. (0.8605±0.0005M) Preparare 50.00±0.01 mL di una soluzione 0.320 M di cloruro di nichel esaidrato a partire dal sale solido. Considerando pari a ±0.001 l’incertezza sperimentale sulla determinazione della massa si calcoli l’errore limite della concentrazione. (1·10-4)