•Elementi e composti •Pesi atomici e pesi molecolari •Mole e massa molare 2a lezione – 17 ottobre 2016 Elementi ed atomi • Una sostanza viene definita «elemento» quando non è scomponibile in altre sostanze • Un elemento è costituito da componenti fondamentali chiamati «atomi», a loro volta costituti da protoni (p), neutroni (n) ed elettroni (e-). • Protoni e neutroni costituiscono il nucleo dell’atomo, mentre gli elettroni ruotano attorno al nucleo. • La massa del neutrone e del protone è simile (~1.67x10-27 kg). La massa dell’elettrone è 9,11x10-31 kg. ο la massa di un atomo è praticamente uguale a quella del suo nucleo Elementi ed atomi • Il protone ha carica positiva, l’elettrone ha carica negativa. • In un atomo il numero di elettroni equivale il numero di protoni: questo valore è definito numero atomico, Z. ο Un atomo è elettricamente neutro • Il numero totale di nucleoni (protoni + neutroni) è definito numero di massa, A: ο Atomi con stesso numero atomico e diverso numero di massa sono definiti isotopi di un elemento. Elementi ed atomi • In seguito a reazione chimica gli atomi possono perdere o acquistare elettroni, quindi acquistare carica positiva o carica negativa. • Le specie chimiche dotate di carica elettrica sono dette ioni. • Se hanno carica positiva sono dette cationi • Se hanno carica negativa sono dette anioni Na atomo di sodio Na+ + ecatione elettrone Br + eatomo di bromo elettrone Branione Composti chimici • Una sostanza viene definita «composto chimico» quando è costituita dalla combinazione di numeri discreti e ben definiti di atomi di più elementi, nei quali può essere anche scomposta. • Le sostanze possono essere «molecolari» o «non molecolari» • Le sostanze molecolari sono costituite da molecole • Le molecole sono gruppi discreti di atomi legati tra loro da legami covalenti. Una molecola è la più piccola parte in cui può essere suddivisa una sostanza senza che ne varino le proprietà chimiche • Le sostanze non molecolari sono costituite da composti ionici (cationi ed anioni tenuti insieme da legami ionici) o da uno smisurato aggruppamento di atomi (ad esempio ferro e rame uniti da legami metallici; gli atomi di carbonio nella grafite e nel diamante, uniti da legami covalenti) Simboli e formule chimiche • Le formule chimiche di elementi e composti sono scritte usando simboli chimici. • Il simbolo chimico di un elemento è costituito da una o due lettere dell’alfabeto (la prima maiuscola, la seconda minuscola) derivate dal nome storico dell’elemento. • H idrogeno, N azoto • Hg mercurio, Na sodio • Per specificare l’isotopo di un elemento si pone prima del simbolo dell’elemento, in alto a sinistra, il numero di massa dell’isotopo (A). In basso a sinistra si può indicare il numero atomico (Z). Simboli e formule chimiche degli elementi • La formula chimica dei gas nobili si scrive indicando il simbolo chimico dell’elemento He (elio), Ar (argon), Xe (xenon)… • La formula chimica degli elementi metallici e non molecolari si scrive indicando il simbolo chimico dell’elemento Cu (rame), ma non Cu2, Cu3; Fe (ferro), ma non Fe2, Fe3 • Per tutti gli altri elementi si parla di formula empirica o minima quando si indica solo il simbolo chimico privo di pedice e di formula chimica o molecolare quando appare il pedice Ossigeno: O2 (formula chimica) e O (formula empirica) Simboli e formule chimiche dei composti • La formula empirica mette in sequenza i simboli degli elementi combinati nella sostanza con al loro piede i più piccoli numeri interi che indichino il numero di atomi che danno l’esatta composizione atomica della sostanza • Ad esempio: il benzene è composto da idrogeno e carbonio, presenti nel rapporto 1:1: la sua formula empirica è CH • Ad esempio: il solfato di calcio è composto da calcio, zolfo e ossigeno nei rapporti atomici 1:1:4, la sua formula empirica è CaSO4 Simboli e formule chimiche dei composti • La formula molecolare viene costruita ponendo in sequenza i simboli degli elementi combinati nella sostanza, con al loro piede il numero che indica quanti atomi di quell’elemento sono contenuti in una molecola. • Ad esempio: la formula molecolare del benzene è C6H6 perché una molecola di benzene contiene 6 atomi di carbonio e 6 atomi di idrogeno. Simboli e formule chimiche dei composti • Nota: in molti casi formula empirica e formula molecolare coincidono • Ad esempio: La formula empirica e la formula molecolare del diossido di carbonio è CO2 • Ad esempio: Acido cloridrico HCl • Ad esempio: cloroformio, CHCl3 Simboli e formule chimiche dei composti • La formula di struttura indica la posizione spaziale degli atomi contenuti in un composto. • Composti con la medesima formula chimica ma diversa formula di struttura sono detti isomeri Ad esempio: acido acetico (CH3COOH) e formiato di metile HCOOCH3) hanno la stessa formula bruta, C2H4O2, ma diversa formula di struttura ***** Esercizio. Il cloro ha due isotopi stabili contenenti rispettivamente 18 e 20 neutroni. Utilizzando la tavola periodica degli elementi, scrivere i simboli dei due isotopi. RISPOSTA A = numero di massa = n° protoni + n° neutroni Z = numero atomico = n° protoni = 17 (dalla tavola periodica) Isotopo con 18 neutroni: A = Z + 18 = 17 + 18 = 35 35 17πΆπ Isotopo con 20 neutroni: A = Z + 20 = 17 + 20 = 37 37 17πΆπ Esercizio. Stabilire: a) quanti protoni, neutroni ed elettroni ha l’isotopo con A = 127 e Z = 53 b) verificare a quale elemento appartiene. RISPOSTA a) A = n° neutroni + n° protoni Z = n° protoni n° protoni = 53 n° neutroni = 127 – 53 = 74 n° elettroni = n° protoni = 53 b) Dalla tavola periodica degli elementi l’elemento che ha numero atomico 53 è lo iodio ***** Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM) La massa di atomi e molecole è espressa con l’unità di massa atomica, u L’unità di massa atomica corrisponde alla dodicesima parte della massa di un atomo dell’isotopo 12C del carbonio. Questa massa corrisponde a 1,66054 × 10-27 kg Questa unità è anche chiamata dalton, Da Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM) Il peso atomico relativo di un atomo X è definito: ππ΄π = ππ΄π 1 ππ΄12πΆ 12 ππ΄π (ππ) = 1,66054 × 10−27 ππ Il peso atomico relativo è una grandezza adimensionale, essendo un rapporto tra masse Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM) Per passare dal peso atomico PAX alla massa espressa in chilogrammi mAX occorre moltiplicare il primo per l’unità di misura della massa atomica mAX = PAX × u = PAX × 1,66054 × 10-27 kg Pesi Atomici (PA) e Pesi Molecolari (PM) Il peso molecolare (PM) è dato dalla somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che compaiono nella formula assegnata alla sostanza Ad esempio per una sostanza AaBbCc PMAaBbCc = a × PAA + b × PAB + c × PAC Esercizio. Il peso atomico dell’oro è 196,967. Calcolare a) la massa in chilogrammi di un atomo di oro b) quanti atomi sono contenuti in 196,967 g di oro. RISPOSTA a) La massa di un atomo di oro: mAu = PAAu x 1,66054 x 10-27 kg = 196,967 x 1,66054x10-27 kg = 3,27072 x 10-25 kg b) 3,27072 x 10-25 kg, 1kg = 103g -> 3,27072 x 10-22 g per calcolare il numero di atomi in 196,967 g di oro basta dividere la massa data per la massa di un atomo. 196,967 g / (3,27072 x 10-22g) = 6,022 x 1023 atomi Esercizio. Conoscendo i pesi atomici del carbonio e dell’idrogeno calcolare a) il peso molecolare del benzene, C6H6 e b) la massa in grammi di una molecola di benzene. RISPOSTA a) PMC6H6 = 6 x PAC + 6 x PAH = 6 x 12,011 + 6 x 1,008 = = 78,114 b) PMC6H6 x 1u in kg = 78,114 x 1,66054 x 10-27 kg= = 1,2971 x 10-25 kg = 1,2971 x 10-25 x 103 g = = 1,2971 x 10-22 g Mole e massa molare La mole è la grandezza fondamentale della quantità di sostanza e corrisponde al numero di atomi contenuti in 0,012 kg dell’isotopo 12C. Questo numero di atomi è definito numero di Avogadro, NA NA = 6,0221420 x 1023 mol-1 Mole e massa molare Ai fini pratici, la massa di una mole di qualsiasi sostanza corrisponde numericamente al peso molecolare assegnato alla sostanza stessa, espresso in grammi Ad esempio: Una mole di idrogeno molecolare, H2 (PM = 2,016) corrisponde a 2,016 g di questo gas. Una mole di ioni solfato SO42- (PM = 96,06) corrisponde a 96,06 g di questo ione Mole e massa molare La massa di una mole di sostanza, MM è detta massa molare ed è legata al peso molecolare dalla seguente relazione MM = PM g mol-1 Segue che la massa m espressa in grammi di una sostanza è uguale al prodotto della sua massa molare, MM, per il numero di moli, n, in essa contenute Mole e massa molare massa (g) = Numero di moli (mol) × peso molecolare (g mol-1) m = n x PM n = m : PM PM = m : n Esercizio. Trovare quante moli corrispondono a 23,52 g di carbonio, C. RISPOSTA: 1,958 mol Esercizio. Calcolare quanti grammi di ferro, Fe, corrispondono a 3,20x10-2 mol. RISPOSTA: 1,79 g Esercizio. Da misure di densità è stato trovato che 0,186 mol del gas nobile elio, He, pesano 0,7396 g. Calcolare il peso atomico dell’elio. RISPOSTA: 3,98 g/mol Esercizio. Calcolare: a) la massa molare del diossido di carbonio, CO2 b) quante moli corrispondono a 10,00 g di quella sostanza. RISPOSTA a) MMCO2 = 12,011 g/mol + 15,999 g/mol = 44,009 g/mol b) n (mol) = massa (g) : MMCO2 = 10,00 g : 44,009 g/mol = 0,2272 mol Esercizio. Trovare la massa di 3,20 x 10-2 mol di tetracloruro di carbonio, CCl4. RISPOSTA MMCCl4 = 12,011 g/mol + 4 × 35,453 g/mol = 153,823 g/mol massa (g) = MMCCl4 (g/mol) × n (mol) = = 153,823 g/mol × 3,10 × 10-2 mol = 4,92 mol