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Mole e Numero di Avogadro

Mole e Numero di Avogadro. Classi terze Liceo Scientifico Tecnologico. Principio di Avogadro. Volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e temperatura contengono lo stesso numero di particelle (atomi o molecole). P H =P O =P N. T H =T O =T N. H. O. N. m H ≠m O ≠ m N.

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Mole e Numero di Avogadro

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Presentation Transcript

  1. Mole e Numero di Avogadro Classi terze Liceo Scientifico Tecnologico

  2. Principio di Avogadro • Volumi uguali di gas diversi, alla stessa pressione e temperatura contengono lo stesso numero di particelle (atomi o molecole) PH=PO=PN TH=TO=TN H O N mH≠mO≠mN

  3. Come ragionano i chimici? • Scriviamo l’equazione chimica per la sintesi dell’acqua • 2H2 + O2 2H2O

  4. Arrivare al concetto di molecola • H2 + Cl2 2HCl • 22,4 + 22,4  44,8 • 2H2 + O2  2H2O • 44,8 + 22,4  44,8 • N2 + 3H2  2NH3 • 22,4 + 67,2  44,8

  5. La mole • È una quantità in grammi di una sostanza che contiene un numero preciso e ben determinato di particelle (atomi o molecole) • Una quantità in grammi di una sostanza • Una quantità di particelle • Numero di Avogadro • Una mole di una sostanza contiene un numero di Avogadro di particelle che corrisponde a 6,02 x 1023 atomi o molecole

  6. Massa atomica relativa di un elemento • Definizione • È il rapporto tra la massa reale di quel elemento e una massa presa come riferimento (unità di misura) • Inizialmente si considerò la massa dell’idrogeno (elemento più leggero) • Attualmente si utilizza 1/12 della massa reale del carbonio-12 (unità di massa atomica) • La massa atomica relativa è un numero adimensionale • È etichettata con la sigla uma • Tale unità vale 1,66 x 10-27 Kg

  7. Massa molecolare • Nel caso dei composti o delle sostanze elementari la massa molecolare relativa si calcola • Sommando le masse degli elementi che costituiscono la molecola • Ciascuna moltiplicata per l’indice con cui compare nella formula chimica • MMH2 = 2 x 1,0 = 2,0 uma • MMAlCl3 = 27 + (3 x 35,5) = 133,5 uma • MMH3PO4 = (3 x 1,0) + 31 + (4 x 16) = 98 uma

  8. La mole • Definizione: • È la quantità di sostanza che contiene 6,02 x 1023 particelle elementari (atomi o molecole) • Quindi: • La mole è una quantità in grammi corrispondente alla massa atomica (molecolare) di quella sostanza • La massa molare è espressa in g/mol • L’acido oleico ha MM = 282,35 uma • L’acido oleico ha m.m. = 282,35 g/mol • È utile sapere che esiste anche un volume molare (Vm) • È importante per i gas e per i liquidi • È diverso per ogni liquido ma contiene sempre lo stesso numero di particelle (numero di Avogadro)

  9. Esercizio • Determina il volume molare dell’acqua • La massa molecolare dell’acqua è 18 uma • La massa molare dell’acqua è 18 g/mol • Quindi una mole d’acqua ha massa 18 g • Poiché la densità dell’acqua è 1 g/mL, 18 g d’acqua occupano un volume… • …di 18 mL • …o 0,018 L

  10. Esercizio 2 • Determina quante moli d’acqua sono contenute in 1 L • 1 L d’acqua ha massa 1000 g (si ricava dalla densità) • Se una mole ha massa 18 grammi si può trovare con una proporzione quante moli sono contenute in 1000 grammi • Moli = 1000 g/ 18 g = 55,5 mol

  11. Esercizi • Calcolate la massa di 6,02x1023 atomi di Osmio • Non si deve effettuare alcun calcolo, si consulta la tavola periodica • Perché è la massa di una mole di Osmio cioè 190,2 g • Calcolate la massa di 0,23 moli di Cobalto (Co) • Utilizziamo la formula inversa della relazione posta in alto

  12. Usare una proporzione • Possiamo impostare una proporzione partendo dalla convenzione della mole • 1 mole è la quantità in grammi di una certa sostanza pari alla sua massa atomica o molecolare • 1 mol : MA(MM) g • In genere abbiamo la massa di una sostanza o di un elemento quindi (per esempio) • 1 molC : 12 gC = x molC : 38,69 gC

  13. Vediamo se siete intelligenti • In quale campione troveremo il maggior numero di particelle elementari? • 15,5 once di H2SO4 • 15,5 once di HCl • 15,5 once di NaOH • 15,5 once di CaCO3 • Uguale in tutti e 4 i campioni S = 32 O = 16 Cl = 35,45 Na = 23 H = 1 Ca = 40 C = 12

  14. Analisi elementare • È un tipo di analisi che permette di determinare la percentuale (composizione) in massa degli elementi che formano un composto • Permette di determinare la formula chimica (minima) di una sostanza e quindi di riconoscerla • Riconoscimento di minerali • Riconoscimento di sostanze incognite • Determinazione e caratterizzazione di sostanze nuove

  15. Composizione % • Dalla composizione percentuale possiamo ottenere • La formula minima di una sostanza • Esprime il rapporto numerico minimo tra gli elementi del composto • CH (formula minima) • C2H2 (acetilene); C6H6 (benzene) • CH2O (formula minima) • CH2O aldeide formica; C6H12O6 (glucosio) • La formula chimica (molecolare) • H2SO4 (acido solforico)

  16. Dalla composizione % alla formula minima • Si deve passare dalle masse al numero di moli • CaCO3 (carbonato di calcio) • Per una molecola di carbonato abbiamo 1 atomo di Ca, 1 atomo di C, 3 atomi di O • Per una mole di carbonato abbiamo 1 mole di Ca, 1 mole di C, 3 moli di O • Cioè le formule chimiche informano… • …sul rapporto numerico tra gli atomi degli elementi… • …sul rapporto numerico tra le moli degli elementi… • …che formano la sostanza

  17. CxHyOz Come si procede • Calcolare la formula minima di un composto del carbonio (organico) che ha la seguente composizione in massa • C%=38,69; H%=9,76; O%=51,55 • Si prende come riferimento un valore in grammi (100g) • Si devono trasformare i grammi in moli • moliC = 3,224 mol • moliH = 9,76 mol • moliO = 3,221 mol

  18. Trovare gli indici della formula minima • Si devono dividere per il numero più piccolo • x = 3,224 mol / 3,221 mol = 1 • moliH = 9,76 mol / 3,221 mol = 3 • moliO = 3,221 mol / 3,221 mol = 1 • La formula minima sarà • CH3O

  19. Dalla formula minima alla formula molecolare • Per ottenere la formula molecolare devo conoscere un altro dato ottenibile con altri metodi • Massa molecolare • Le fasi (avete già la formula minima) • Si calcola la massa molecolare della formula minima • MMr CH3O = 31 uma • Poniamo di aver trovato come massa molecolare del composto il valore di 124 uma • Fattore moltiplicativo = 124 uma/31 uma =4 • La formula molecolare è allora C4H12O4

  20. Un esercizio • Calcolare la formula minima e molecolare di un composto che presenta la seguente analisi elementare: • N% = 87,5 • H% = 12,5 • Il composto ha una massa molecolare di 32,06 uma

  21. Risoluzione • 1: passare dalle percentuali ai grammi • N% = 87,5  mN = 87,5 g • H% = 12,5  mH = 12,5 g • 2: trasformare le masse in moli (conoscendo le masse atomiche degli elementi) • Utilizzare una proporzione • Utilizzare la formula derivata dalla proporzione • 3: dividere le moli ottenute per il numero più piccolo di moli per ottenere degli indici interi da introdurre nella formula minima (molN = 6,25; molH = 12,5) • NH2 (formula minima)

  22. Risoluzione (formula molecolare) • Calcolare la massa della formula minima • mNH2 = 14 + 2 = 16 uma • Si mettono a rapporto le due masse molecolari relative per trovare il fattore moltiplicativo • 32,06/16 ≈ 2 • La formula molecolare del composto è quindi • N2H4

  23. Schema risolutivo per esercizi con le moli Calcolare il numero di moli Massa (grammi o altra unità di misura) Numero di atomi o molecole

  24. Esercizio dalla massa al n° di particelle • Determinare il numero di molecole contenute in 15,4 grammi di anidride carbonica (CO2) • N°mol = 15,4 g / 44 (g/mol) = 0,35 mol • Moltiplicando per il NA si ottiene il numero di molecole presenti • n°mol . NA = 0,35 mol . 6,02 . 1023 = 2,2 . 1023

  25. Esercizio • Calcolare quanti atomi di azoto sono contenuti in 72,6 g di diazoturo (N2H4)

  26. Esercizio 3 • Calcolare quanto metano (in grammi) ho consumato se ho ottenuto 4,5 x 1024 molecole di anidride carbonica • CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

  27. Definizione di massa atomica relativa • È il rapporto tra la massa reale di un atomo e l’unità di massa atomica (uma) • Cos’è l’unità di massa atomica? • È un dodicesimo della massa atomica del carbonio-12 • È un numero puro perché deriva da un rapporto di masse • L’uma è una quantità in grammi molto piccola • Infatti per formare 1 grammo sono necessarie un NA di unità

  28. NA e sua origine • Definizione • È il numero di particelle elementari (atomi o molecole) contenute in una mole di una qualsiasi sostanza • È il numero di atomi di carbonio-12 contenuti in 12 grammi di carbonio-12 (cioè una mole di carbonio-12) • L’origine: • Nasce dalla convenzione utilizzata per definire la mole • 16 grammi di O corrispondono ad una mole di O • 14 grammi di N corrispondono ad una mole di N • 12 grammi di C corrispondono ad una mole di C • 44 grammi di CO2 corrispondono ad una mole di CO2 • Tutte queste quantità contengono 1 NA di particelle

  29. Esercizio 1 H3PO4 • Dalla formula dell’acido orto-fosforico determinare le percentuali in massa dei diversi elementi che lo compongono

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