Molecole e moli

1. Molecole e moli

2. Teoria atomica di Dalton • Alla fine del ‘700 erano note la legge della conservazione della massa, formulata da Antoine Lavoisier, la legge delle proporzioni definite, formulata da Joseph Louis Proust e la legge delle proporzioni multiple formulata da John Dalton. • In base a tali scoperte lo stesso John Dalton formulò la sua teoria atomica, che espose nel libro A New System of Chemical Philosophy (pubblicato nel 1808).

3. Teoria atomica di Dalton • La materia è costituita da piccolissime particelle indivisibili chiamate atomi • Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra di loro • Gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento • Le reazioni chimiche sono il risultato dell'unione di atomi diversi

4. Teoria atomica di Dalton • Atomi diversi si possono aggregare per formare i composti • Gli atomi di diversi elementi non possono essere nè creati nè distrutti, ma cambia solo il modo in cui si combinano tra di loro. • In definitiva questa è la definizione di atomo per Dalton: • “Un atomo è la più piccola parte di un elemento che mantiene le caratteristiche fisiche di quell'elemento”

5. Determinazione della massa atomica secondo Dalton • Dalton determinò la massa atomica relativa prendendo come riferimento la massa dell’atomo di idrogeno, il più leggero degli elementi • massa atomica relativa: numero che esprimeva il rapporto fra la massa dell’atomo di un dato elemento e quella dell’atomo di idrogeno prima tabella di pesi atomici, 1803

6. Legge dei volumi di combinazione • Dalton fece molti errori perché riteneva che l’acqua avesse formula HO e l’ammoniaca NH. • Tra il 1804 e il 1808 il chimico francese Joseph Louis Gay-Lussac formulava la • LEGGE DEI VOLUMI DI COMBINAZIONE Quando due sostanze gassose reagiscono tra loro per formare nuove sostanze, anche esse gassose, i volumi dei gas reagenti e di quelli prodotti stanno tra loro in rapporti espressi da numeri interi e semplici 1 litro di H + 1 litro di Cl → 1 litro di HCl, quindi: 1 atomo di H + 1 atomo di Cl → 1 molecola di HCl

7. Ipotesi di Berzelius • Berzelius, chimico svedese dell’epoca, concluse allora che volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contenevano lo stesso numero di atomi • Il peso atomico di un dato gas poteva quindi essere determinato confrontando il suo peso con quello di un ugual volume di idrogeno

8. Il problema della combinazione dei gas • Allora un volume di idrogeno (n atomi) combinandosi con un volume di cloro (n atomi) dovrebbe dare un volume di cloruro di idrogeno (n atomi) • ma nei sui esperimenti Gay Lussac otteneva due volumi di cloruro di idrogeno ! • 1L H + 1L Cl  2L HCl • Come si risolse il problema?

9. Il concetto di molecola • Nel 1811 l’italiano Amedeo Avogadro trovò la soluzione introducendo il concetto di molecola : • la particella più piccola di una sostanza capace di un esistenza indipendente

11. Principio di Avogadro • Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole Volumi uguali di gas hanno lo stesso numero di molecole ma masse diverse !

12. Gas elementari • Le molecole dei gas elementari sono tutte biatomiche H2:IDROGENO (genera acqua), gas incolore, inodore, altamente infiammabile O2:OSSIGENO (genera acido), instabile e reattivo, costituisce il 20% dell'atmosfera N2: AZOTO (privo di vita, dal latino Nitrogenum) incolore, inodore, insapore e inerte che costituisce il 78% dell'atmosfera terrestre F2:FLUORO (fluire) velenoso e di colore giallognolo, molto reattivo, altamente pericoloso, causa gravi ustioni a contatto con la pelle Cl2: CLORO (verde pallido) verde giallastro, ha un odore soffocante estremamente sgradevole ed è molto velenoso

13. Massa atomica relativa • Massa atomica relativa di un atomo è il rapporto tra la massa di tale elemento e l’unità di massa atomica ESEMPIO : la massa molecolare relativa di H2O si calcola sommando la massa atomica relativa dell'idrogeno, moltiplicata per 2 in quanto nella molecola sono presenti 2 atomi, con la massa atomica relativa dell'ossigeno.MMRH2O = MARH x 2 + MARO = 1,01 x 2 + 16,00 = 18,02 u.m.a.

14. Unità di massa atomica • L’unità di massa atomica definita nel 1961 dall’IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) è • 1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12 • (circa 12 volte l’atomo di H) • Si indica con u oppure dalton oppure uma • 1 uma= 1,66 x 10-27 kg

15. LA MOLE • Il chimico nelle sue attività ha bisogno di operare con quantità definite di materia di cui sia nota la massa • (non si può mettere sulla bilancia una molecola alla volta!) • La mole è una di quantità di sostanza che contiene tante molecole o unità quante sono contenute esattamente in 12 g di carbonio 12 • Unità di misura nel Sistema Internazionale: mol

16. La MOLE • Quant’è una mole di sale (NaCl) di acqua H2O e di ossigeno (O2)?

17. Stesse moli non significa stesse masse !!!

18. Massa molare • La massa di una mole di qualunque elemento o molecola è pari alla sua massa atomica o molecolare espressa in grammi e si misura in • g/mol

19. Determinazione del numero di moli Numero di moli = massa di un campione/massa molare

20. Numero di Avogadro • Una mole di qualsiasi sostanza indipendentemente dallo stato fisico contiene sempre • 6,022x1023 atomi o molecole o altre entità = NUMERO di AVOGADRO • Il numero di molecole contenuto in una mole di gas è sempre lo stesso ad esempio 2 g di H2, 32 g di O2 o 44 g di CO2

21. Quanto è grande 1023 ? • Se rovesciate un bicchiere d’acqua sulla costa tirrenica, immaginando un perfetto mescolamento degli oceani, un bicchiere d’acqua raccolto nel mare della Polinesia conterrebbe almeno 100 molecole d’acqua originali. • Se vinceste una mole di euro il giorno della vostra nascita, spendendo un miliardo al secondo per il resto della vostra vita, il giorno del 90° compleanno avreste ancora il 99,999% della somma iniziale.

22. Volume molare • Una mole di qualunque gas a 0°C e 1 atm di pressione occupa un volume di • 22,414 litri

23. Stechiometria • La stechiometria è caratterizzata dall’applicazione quantitativa delle leggi ponderali che regolano la composizione delle sostanze e ilo loro rapporto di combinazione • I calcoli stechiometrici sono finalizzati a quantificare le sostanze che reagiscono e che si producono nel corso di una reazione chimica