massa molare

Chimica e laboratorio
Simonetta TUTI
Stanza 28 II° piano DIMI
Orario ricevimento:
martedì 14:30-15:30
Testo: Schiavello Palmisano: Elementi di Chimica – Edises
Bertini, Luchinat, Mani: Chimica (seconda edizione) - CEA
Che cosa è la chimica?
È una scienza naturale!
È una scienza di base!
“è la scienza che studia la materia (composizione, struttura,
proprietà), i suoi fenomeni di trasformazione e di
combinazione e le leggi che li regolano”
Composizione: il tipo di atomi che costituiscono una sostanza, e i loro rapporti
numerici (formule chimiche).
Struttura: la disposizione
nello spazio degli atomi
costituenti un composto.
Determina le proprietà della
materia.
Proprietà:
Colore
Densità
Solubilità
Conducibilità termica
Conducibilità elettrica
T ebollizione
T fusione
Materia: tutto ciò che possiede massa e occupa spazio
Stati di aggregazione della materia
una sostanza pura esiste, nelle condizioni standard (T=25°C, P=1atm), in uno dei
tre stati di aggregazione:
• Solido: volume proprio, forma propria
• Liquido: volume proprio, forma fluida (assume la forma del recipiente che lo
contiene)
• Gas: assenza di volume proprio, forma fluida (occupa tutto lo spazio del
recipiente che lo contiene)
Trasformazioni di stato
Gas
evaporazione
condensazione vapore
liquefazione gas
brinamento
Liquido
Energia termica
sublimazione
fusione
Solido
solidificazione
Campione di materia
Sostanze pure
elemento
composto
costituito da un unico costituito da atomi di
specie diverse in
tipo di atomi
rapporti costanti
Miscele
eterogenea
omogenea
(soluzione)
sostanze diverse
miscelate a livello
molecolare
Miscela eterogenea
liquido-liquido (2 fasi,
1 stato di
aggregazione)
Fase: campione di materia
che presenta proprietà
chimico fisiche costanti nel
suo interno
Miscela eterogenea
liquido-solido (2 fasi,
2 stati di
aggregazione)
Elementi principali della crosta terrestre, della Terra e dell’Universo
(percentuale in peso)
Componenti principali dell’atmosfera (percentuale in volume)
Il 98% della materia
naturale è costituito da
circa 10 elementi
1700-1800 : Nascita della chimica
LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA
Lavoisier (1743-1794): legge della conservazione delle masse
Proust (1754-1826): legge delle proporzioni definite
Dalton (1766-1844): legge delle proporzioni multiple (teoria atomica)
 Gay-Lussac (1778-1850): legge delle proporzioni multiple in volume
 Avogadro (1776-1856): principio di Avogadro
 Cannizzaro (1826-1910): regola di Cannizzaro (peso atomico e
molecolare)
La discussione sulla natura della materia si conclude nel XIX secolo con
l’affermazione della “teoria atomica” che pone come costituenti ultimi della materia
gli atomi.
Lavoisier (1743-1794): legge della costanza delle masse
In una reazione chimica, la massa totale delle
sostanze reagenti è uguale alla massa totale delle
sostanze prodotte.
Nelle reazioni chimiche la materia non si
crea e non si distrugge
In un recipiente chiuso la massa non cambia:
Legno + O2  cenere + CO2 + H2O
Cu + S = CuS
50 g (Cu) +
25 g (S) = 75 g (CuS)
50 g (Cu) +
30 g (S) = 75 g (CuS) + 5 g (S)
 Proust (1754-1826): legge delle proporzioni definite
Un composto è caratterizzato dall’avere rapporti ponderali definiti e costanti tra gli
elementi componenti, indipendentemente dal metodo di preparazione.
Composti diversi, contenenti gli stessi elementi, hanno rapporti diversi di
combinazione tra atomi.
CuO
100,0 g contengono 79.8 g (Cu) + 20.2 g (O)
79.8% di rame
20.2% di ossigeno
Cu2O
88.8% di rame
11.2% di ossigeno
 Dalton (1766-1844): legge delle proporzioni multiple
Se l’elemento A reagisce con l’elemento B formando una serie di composti, le
masse di B che reagiscono con una massa fissa di A, stanno tra loro secondo
numeri interi e piccoli.
Ossigeno (B)
idrogeno (A)
H2O
2g
16 g (16x1)
H2 O2
2g
32 g (16x2)
azoto (A)
Ossigeno (B)
azoto
O reagente con 14 g di N
N2O
28 g
16 g
14 g
8 g (8x1)
NO
14 g
16 g
14 g
16 g (8x2)
N 2 O3
28 g
48 g
14 g
24 g (8x3)
NO2
14 g
32 g
14 g
32 g (8x4)
N 2 O5
28 g
80 g
14 g
40 g (8x5)
Il rapporto in peso è fisso perché la massa degli atomi è costante
TEORIA ATOMICA
Modello atomistico della struttura della materia
proposto da Dalton per spiegare le tre leggi ponderali
(A New System of Chemical Philosophy ):
la materia è formata da atomi (piccolissimi e indivisibili)
gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali
gli atomi di elementi diversi hanno massa diversa
le reazioni chimiche consistono nella separazione e combinazione di
atomi, ma nessun atomo si trasforma nell’atomo di un altro elemento
gli atomi si combinano tra loro secondo rapporti ben definiti e costanti
espressi da numeri interi
i composti sono formati da atomi di elementi diversi
 Gay-Lussac (1778-1850): legge delle proporzioni multiple in volume
Nelle reazioni tra sostanze gassose, i volumi dei reagenti e dei prodotti,
misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, stanno tra loro in
rapporto di numeri interi e piccoli.
Osservazione sperimentale:
1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro  2 volumi di acido cloridrico
2 volumi di idrogeno + 1 volume di ossigeno  2 volumi di acqua
3 volumi di idrogeno + 1 volume di azoto  2 volumi di ammoniaca
Conferma della teoria atomica
 Avogadro (1776 -1856): principio di Avogadro
Le particelle degli elementi gassosi possono essere
poliatomiche
Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di T e P,
contengono lo stesso numero di particelle (atomi o molecole)
Nasce il concetto di molecola.
Si introduce la distinzione tra atomo e molecola.
Le molecole dei gas possono essere poliatomiche, formate
dall’unione di due atomi uguali
La teoria di Dalton considerava gli elementi tutti monoatomici questo contraddiceva
le osservazioni sperimentali:
dato sperimentale:
1 vol di idrogeno + 1 vol di Cloro  2 vol di acido cloridrico
2 vol di idrogeno + 1 vol di ossigeno  2 vol di acqua
3 vol di idrogeno + 1 vol di azoto  2 vol di ammoniaca
Problema! (la formula
ipotizzata non corrisponde ai
volumi sperimentali)
Soluzione di Avogadro
H + Cl  HCl
H2 + Cl2  2 HCl
2 H + O  H 2O
2 H2 + O2  2 H2 O
3 H + N  NH3
3 H2 + N2  2 NH3
Spiegazione di Avogadro: le particelle degli
elementi gassosi sono biatomiche
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Gas monoatomici
H2, N2, O2, F2, Cl2
Gas biatomici
Br2
Liquido
Elementi poliatomici
I2
P4 , S8
Solido
Solidi
 Stanislao Cannizzaro (1826-1910):
determina i pesi atomici
Regola di Cannizzaro:
Le quantità in peso di uno stesso elemento contenute
nelle molecole di sostanze diverse, sono tutte multipli di
una stessa quantità, la quale deve ritenersi il peso atomico
dell’elemento
Risolve il problema della determinazione dei pesi atomici
Costruisce la prima scala dei pesi atomici relativi rispetto
all’idrogeno cui assegna peso atomico relativo 1.
1969: scala delle masse basata sull'isotopo 126C (6 p+, 6 n, 6 e-), a
cui è stata arbitrariamente assegnata una massa di 12 unità di
massa atomica (u.m.a.)
12
6
C
L’elemento di riferimento scelto per costruire la scala dei pesi
atomici relativi è il carbonio (isotopo di massa 12)
1/12 di 126C è definito unità di massa atomica (u.m.a.)
Il peso atomico relativo di un atomo è un numero che indica quante volte il peso
dell’atomo è maggiore rispetto a 1/12 del peso dell’isotopo di massa 12 del
carbonio
PESO ATOMICO RELATIVO
è un numero puro
MOLE
È l’unità SI della quantità di sostanza
simbolo: mol,
dimensioni: g mol-1
Definizione: la quantità in grammi di sostanza che contiene un numero di
particelle uguale al numero di atomi presenti in 12,000 g di 126 C.
Numero di Avogadro ( NA) = 6.022 * 10 23
La massa molare (MM o mM) (massa di una mole) è peso atomico
o il peso molecolare espresso in grammi
massa( g )
nmoli 
MM ( g  mol 1 )
massa( g )  nmoli  MM ( g  mol 1 )
Il sistema internazionale di unità (SI): definito dall’XI Conferenza Generale dei Pesi
e delle Misure (1960):
Sistema decimale, 7 grandezze fisiche fondamentali
Grandezza
fondamentale
Unita'
Lunghezza
metro
m
Massa
kilogrammo
Kg
Tempo
secondo
s
Corrente
elettrica
ampère
A
Temperatura
Kelvin
K
Intensita' di
luminosita'
candela
cd
Quantita' di
materia
mole
mol
Simbolo
La mole è l’unità di
misura della quantità
di materia che
contiene un numero di
entità elementari pari
al numero di atomi
contenuti in 0.012 Kg
di carbonio 12
Tutte le altre unità di misura si esprimono con riferimento a queste e poche
altre unità fondamentali
MM(g)

1
N A (mol )
PESO ATOMICO ASSOLUTO
Peso atomico relativo carbonio 12C = 12,000
Una mole di carbonio (MM) è pari a 12,000 g di 12C
1
12,00g

mol
 23
Peso assoluto di un atomo di carbonio 12C =

1,992

10
g
1
N A mol
1/12 del peso di un atomo di carbonio 12C =
1,992  1023 g
 1,66  10 24 g
12
unità di massa atomica (u.m.a.) = 1,66 10-27 Kg = 1,66 10-24 g
viene assunta come l’unità di misura delle masse atomiche
Peso atomico relativo = 12,000
12C
Peso atomico assoluto = 12,000 u.m.a. = (12.000)(1.66*10-24 g) = 19,92*10-24 g
Massa Molare = 12,000 g
Peso atomico relativo = 1,008
H
Peso atomico assoluto = 1,008 u.m.a. = (1.008)*(1.66*10-24 g) = 1,67*10-24 g
Massa Molare = 1,008 g
Peso molecolare relativo = 98,08
H2SO4
Peso molecolare assoluto = 98,08 u.m.a.= (98,08)(1.66*10-24 g) =
162.81*10-24 g
Massa Molare = 98,08 g
H2SO4
Peso di una mole di H2SO4 (MM) = 98.08 g mol-1
 98.08 g di H2SO4 contengono 6.022 * 1023 molecole
2 moli di atomi H (2 NA atomi)
Una mole H2SO4 è costituita da
1 mole di atomi S (NA atomi)
4 moli di atomi O (4 NA atomi)
“Una mole di ossigeno”?
una mole di atomi di ossigeno ( O ) = 16 g
una mole di molecole di ossigeno ( O2 ) = 32 g
Composizione percentuale
H2SO4
H% 
massa H
2(1.01)g
 100 
 100  2.05%
massa totale
98.09g
S% 
massa S
32.07g
 100 
 100  32.70%
massa totale
98.09g
O% 
massa O
4(16.00)g
 100 
 100  65.25%
massa totale
98.09g
Formula minima
(bruta, empirica)
elementi presenti e il loro
rapporto atomico
Formula molecolare
numero di atomi di ciascun
elemento contenuto nella
molecola
acqua
H2O
H2O
acetilene
CH
C2H2
benzene
CH
C6H6
cloruro di
sodio
NaCl
Formula sterica
disposizione degli atomi e dei
legami nello spazio
(struttura)
H-CC-H
Calcolo della formula minima e molecolare di un composto
analisi chimica
% in peso
composizione molare
Composiz %
massa in 100 g
 moli
P.A. (g)
C
H
O
40.01%
6.66%
53.33%
40.01/12.00=
3.33
6.66/1.01=
6.66
53.33/16.00=
3.33
3.33
6.66
3.33
3.33/3.33=1
6.66/3.33=2
3.33/3.33=1
1
2
1
N° moli
rapporto molare
formula minima
Rapporto molare
formula molecolare
Formula minima: CH2O
CH2O (aldeide formica) M.M. 30
La formula minima può corrispondere a più di
una formula molecolare:
C2H4O2 (acido acetico) M.M. 60
C6H12O6 (glucosio) M.M. 180
Per ottenere la formula molecolare occorre conoscere il peso molecolare del
composto, il quale è un multiplo del peso molecolare della formula minima.