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La Mole E Il Numero di Avogadro

Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME). La Mole E Il Numero di Avogadro. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME). La mole (o grammomole , simbolo mol ) è una delle sette

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La Mole E Il Numero di Avogadro

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Presentation Transcript

  1. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) La Mole E Il Numero di Avogadro Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  2. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) La mole (o grammomole, simbolo mol) è una delle sette unità di misura fondamentali del Sistema Internazionale. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi La mole viene definita come la quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di entità elementari pari al numero di atomi presenti in 12 grammi di carbonio-12. E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  3. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Tale numero è noto come numero di Avogadro, ed è pari a 6,022· 1023 Una mole è quindi associata ad un numero enorme di entità (più di seicentomila miliardi di miliardi). Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  4. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Per avere un'idea di quanto sia grande il numero di Avogadro, possiamo servirci delle seguenti visualizzazioni: Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  5. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Se si prendesse un numero di palline da ping pong pari a quello di Avogadro - una mole di palline da ping pong quindi - e le si disponesse in modo omogeneo sulla superficie terrestre si raggiungerebbe un'altezza di 50 chilometri, ovvero più di 6 volte l'altezza del monte Everest. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  6. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Il numero di tazzine d'acqua contenute nell'Oceano atlantico è dell'ordine di grandezza del numero di Avogadro, così come il numero di molecole d'acqua in una tazzina. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  7. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Se la stessa quantità di centesimi di euro fosse distribuita ad ogni abitante della terra ognuno di loro avrebbe mille miliardi di euro. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  8. prof.ssa Teresa Nicolosi

  9. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Dalla definizione segue che una mole di una sostanza chimica (elemento o composto) è pari alla quantità di tale sostanza la cui massa, espressa in grammi, coincide numericamente con il valore della massa atomica o molecolare della sostanza stessa. Ad esempio, data la massa atomica del sodio, pari a 22,99, una mole di sodio corrisponde a 22,99 grammi di sostanza. Analogamente, nel caso dell'acqua (H2O), la cui massa molecolare è pari a 18,016, si ha che una mole di acqua è pari a 18,016 grammi di acqua. Talvolta si preferisce esplicitare i due casi usando le denominazioni ormai obsolete di grammoatomo (mole di un elemento) e grammomolecola (mole di un composto). Ci si può riferire alla mole di atomi o molecole come massa molare, cioè la massa in grammi di una sostanza che corrisponde alla mole e si esprime in grammi/mole. Indicando con n il numero di moli e con M la massa molare (mole di entità), abbiamo: Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  10. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  11. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Il concetto di mole è utilizzato spesso in chimica, in quanto permette di paragonare particelle di massa differente. Inoltre, riferendoci al numero di moli anziché al numero di entità, ci divincoliamo dall'uso di numeri molto grandi. La mole viene utilizzata anche nelle definizioni di altre unità di misura; ad esempio la carica di una mole di elettroni viene chiamata faraday, pari a 96 485 coulomb, mentre una mole di fotoni è detta einstein. Il concetto di mole è utilizzato anche nelle equazioni di stato dei gas ideali; si ha che una mole di molecole di un qualunque gas ideale, in condizioni normali (temperatura di 0 °C e pressione 101 325 Pa = 1 atm) occupa un volume di 22,414 L per la legge di Avogadro. Così è possibile calcolare il numero di molecole presenti in un dato volume di gas, e quindi la sua massa. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

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  14. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Il peso atomico relativo (da non confondere col numero di massa A) o massa atomicaM è la massa di un atomo di un dato elemento. In questo caso si parla spesso impropriamente di peso atomico assoluto e viene espresso in grammi o kg: l'ordine dei valori oscilla tra i 10-25 kg e i 10-27 kg. Per ovviare al difficile uso di numeri così piccoli nei calcoli, si è convenuto di esprimere la massa atomica in rapporto al peso atomico assoluto di 1/12 dell'atomo 12C, il cui valore è adottato nel SI quale unità di massa atomica (u o uma): sperimentalmente si è ricavato che equivale a 1.66053886 x 10-27 kg. Questa notazione della massa è nota come peso atomico relativo (o massa atomica relativa, spesso abbreviata in massa relativa) e si può ottenere dalla formula: Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  15. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) MASSE ATOMICHE Ieri oggi Le masse atomiche sono a volte impropriamente chiamate pesi atomici. All'epoca di Dalton non era possibile pesare i singoli atomi ma solo trovare la massa di un atomo relativa a quella di un altro di riferimento. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Successivamente (Avogadro, Cannizzaro) si passò ad una scala basata sull'ossigeno (fino al 1925)

  16. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Dal 1969 siusaunascalabasatasulcarbonio-12ossiasull'isotopo12C A tale isotopo è stataarbitrariamenteassegnataunamassadi 12 unitàdimassaatomica. Unaunitàdimassaatomica (u.m.a.)= un dodicesimodellamassadell'atomodi carbonio-12 = 1,661×10-27 Kg Oggi è possibile misurare accuratamente le masse atomiche tramite uno strumento chiamato spettrometro di massa Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi

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  18. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Calcoli di moli grammimoli n = g/PM A quante moli corrispondono 10,0 g di C2H5OH? PM(C2H5OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u.m.a. Massa molare = 46,1 g/mol Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi

  19. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Moli grammi g = n x PM Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI2 ? PM(ZnI2)= 65,39 + 126,90 x 2 = 319,2 u.m.a. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Massa molare di ZnI2 = 319,2 g/mol Peso = 0,0654 mol x 319,2 g/mol = 20,9 g

  20. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Massa di un atomo Quanto pesa un atomo di cloro? Massa molare di Cl= 35,5 g/mol Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi 1 mole contiene NA = 6,022x1023 molecole/mol

  21. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Numero di molecole per una data massa Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? PM(HCl)= 1,0 + 35,5=36,5 Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Numero di molecole = 0,0948 mol x 6,021023 molecole/mol = = 5,711022 molecole

  22. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Moli (AlCl3) = Quanti atomi di cloro sono contenuti in 100 g di AlCl3 ?  A - 6,021023  B - 1,351024  C - 4,521023  D - 3,7410-24 PM(AlCl3)= 26,98 + 35,45  3= 133,33 Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi

  23. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Convertire in grammi 1,8 mol di ossigeno atomico (O)Massa atomica dell'ossigeno = 16,00 g/mol1 mole di O = 16 grammi16,00 g/mol × 1,8 mol = 28,8 g Convertire in grammi 2,6 mol di ossigeno molecolare (O2)massa molecolare dell'ossigeno = 32,00 g/mol × 2,6 moli = 83,2 g Convertire in grammi 2,6 mol di cloruro di sodio (NaCl)massa atomica del sodio = 22,99 + massa atomica del cloro = 35,45 = 58,44 g/mol (massa molecolare NaCl)58,44 g/mol × 2,6 = 151,994 grammi. Convertire in moli 11 g di ammoniaca (NH3)massa molecolare della NH3 = 3 × 1,008 + 14,01 = 17,34 g/mol 11 g : 17,34 g/mol = 0,634 moli. Convertire in grammi 67,2 litri di idrogeno in condizioni normali (H2)67,2 l: 22,4 l /mol = 3 molmassa molare dell'idrogeno = 1,008 g/mol x 2 = 2,016 g/mol3 mol x 2,016g/mol = 6,048g Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E-mail : nicolosi.teresa@yahoo.it

  24. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Percentuali in peso dalla formula Per un atomo A in una data molecola Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi

  25. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Esempio Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH2O PA(C)= 12,0 PA(H)= 1,01 PA(O)= 16,0 PM(CH2O)=12,0 + 2 x 1,01 + 16,0 = 30,0 1 mole  30,0 g Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi N.B.% O = 100% - 40,0% - 6,73% = 53,3%

  26. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Problema risolto Quanti grammi di carbonio ci sono in 83,5 g di CH2O? Dal problema precedente abbiamo visto che il carbonio costituisce il 40% della massa totale. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Problema da risolvere 2) Quali sono le percentuali in peso di NH4NO3?

  27. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) FORMULA CHIMICA E' una notazione che usa i simboli atomici con dei numeri a pedice per indicare le quantità relative degli elementi che costituiscono la sostanza. In tale accezione è anche nota come formula empirica o formula minima. NaCl 1:1 Al2O3 2:3 Questo è il tipo più semplice di formula chimica. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Prima di passare a formule chimiche più elaborate occorre considerare la classificazione delle sostanze in due tipi principali: sostanze molecolari o sostanze ioniche

  28. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi

  29. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) H H O N N N H H H H H H H Una formula molecolare è una formula chimica che dà l'esatto numero degli atomi di una molecola. La formula di struttura mostra come sono legati fra di loro gli atomi di una molecola. Acqua Ammoniaca Idrazina Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi H2O NH3 NH2 Formula empirica Formula molecolare Formula di struttura H2O NH3 N2H4

  30. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) H H H – – – formula di struttura: H - C – C = C – – H H Propene (propilene) formula minima: CH2 formula molecolare: C3H6 Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi

  31. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) N O N O Determinazione della formula empirica Un composto di azoto ed ossigeno contiene 0,483 g di N e 1,104 g di O. Quale è la formula empirica del composto? N0,0345O0,0690 ? Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Per ottenere i numeri interi più piccoli delle moli degli elementi si divide ciascun numero di moli per il più piccolo tra quelli ottenuti prima La formula empirica è NO2 Si noti che non è possibile conoscere la formula molecolare che potrebbe essere: NO2 N2O4 N3O6 ……………..

  32. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Na Cr più piccolo O × 2 = 2,00 Na Cr × 2 = 2,00 × 2 = 7,04 O Un composto è costituito come segue: 17,5 % Na 39,7% Cr 42,8% O Quale è la sua formula empirica? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 17,5 g di Na, 39,7 g di Cr e 42,8 g di O Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Na2Cr2O7

  33. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) C H O più piccolo × 4 = 5,00 C × 4 = 10,0 H × 4 = 4,00 O Il 2-desossiribosio, uno zucchero costituente il DNA, è costituito solo da carbonio, idrogeno e ossigeno. Un chimico vuole determinare la sua formula empirica per combustione ed ottiene una percentuale in massa di carbonio pari al 44,77% di C e pari al 7,52% di H. Quale è la formula empirica del 2-desossiribosio? Si fa riferimento a 100 g di composto che conterranno 44,77 g di C, 7,52 g di H e (100-44,77-7,52) = 47,71 g di O Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi C5H10O4

  34. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) FORMULA MOLECOLARE La formula molecolare di un composto è un multiplo della sua formula empirica Formula empirica NO2 Formula molecolare NO2 N2O4 N3O6 (NO2)n Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Si ha ovviamente Peso molecolare = n peso formula empirica Se da altre misure è noto il peso molecolare si ha

  35. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Ad esempio se nel problema del calcolo della formula empirica di NO2 si conoscesse che il peso molecolare del composto vale 92,0 Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi E quindi la formula molecolare è (NO2)2 cioè N2O4

  36. TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI Nel 1869 i chimici Mendeleev (russo) e Meyer (tedesco) indipendentemente trovarono che ordinando gli elementi in ordine di peso atomico e disponendoli in file orizzontali una sopra l'altra, gli elementi di ogni colonna avevano proprietà simili. Oggi, in maniera più corretta, gli elementi sono disposti per numero atomico, Z, crescente. Tale disposizione tabulare degli elementi è nota come tavola periodica: • un periodo è composto dagli elementi di una qualsiasi fila orizzontale • un gruppo è costituito dagli elementi di una qualsiasi colonna verticale Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Il primo periodo è costituito da due elementi: idrogeno e elio. Il secondo e il terzo periodo sono costituiti da 8 elementi. Il quarto e il quinto periodo sono costituiti da 18 elementi. Il sesto periodo è costituito da 32 elementi (14 a parte). Il settimo periodo è incompleto (fino al 109?). La tabella è costituita da 18 gruppi più i 14 elementi di transizione interna (lantanidi e attinidi). I gruppi sono numerati secondo due convenzioni: 1) I A – VIII A e I B – VIII B 2) 1 – 18 nell'ordine

  37. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi

  38. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Metalli, Non-metalli e Semimetalli Gli elementi sono classificati in due categorie principali metalli e non-metalli divisi sulla tavola da una linea a zigzag I metalli sono solidi (eccetto il mercurio) con una caratteristica lucentezza, malleabilita e duttilità; sono inoltre buoni conduttori di calore ed elettricità I non-metalli sono gas o solidi (eccetto il bromo) che non presentano caratteristiche metalliche Gli elementi attorno alla linea a zigzag hanno caratteristiche intermedie fra metalli e non-metalli e sono noto come semimetalli o metalloidi. Le caratteristiche metalliche aumentano da destra verso sinistra e dall’alto verso il basso. Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi

  39. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Sn4+ Pb4+ Bi5+ Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi Imetalli formano cationi, per quelli non di transizione (arancioni nella figura) la carica del catione è uguale al numero del gruppo nella nomenclatura non IUPAC.

  40. Liceo Scientifico “Enrico Fermi” di Sant’Agata Militello (ME) Un anione monoatomico prende il nome dall’elemento seguito dal suffisso -uro Cl- cloruro ma O2- ossido S2- solfuro Docente : Prof.ssa Teresa Nicolosi I non metalli formano anioni con carica pari al numero del gruppo meno 8 Cl- VII A 7-8=-1 S2- VI A 6-8=-2

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