2Esercitazione

Seconda Esercitazione
Caratteristiche generali dell’atomo
Corso di Chimica
L’Atomo
Le particelle subatomiche principali
Corso di Chimica
Rappresentazione dell’atomo
Numero Atomico e di Massa
 Numero atomico: Numero dei protoni contenuti nel nucleo
atomico: è il parametro che identifica un elemento. Si indica con la
lettera Z.
 Numero di massa: Numero totale dei nucleoni (protoni più
neutroni) presenti nel nucleo di un dato atomo: è il parametro che
identifica i vari isotopi di uno stesso elemento. Si indica con la
lettera A (oppure M).
Isotopi
 Gli Isotopi sono atomi di uno stesso elemento che possiedono
un numero di neutroni differente. Gli isotopi di uno stesso
elemento hanno eguale numero atomico (Z) ma differente
numero di massa (A). Esempio: 12C, 13C e 14C sono tutti e
tre isotopi del carbonio.
 Gli isotopi di un dato elemento hanno tutti le stesse proprietà
chimiche.
Unità di Massa Atomica
Unità di Massa Atomica (UMA) =1/12 della massa dell’isotopo
12C
1 UMA = 1.6605402x10-27 kg
Atomi, elementi e molecole
 Molecola: Specie poliatomica, isolabile sperimentalmente, che
costituisce la più piccola particella responsabile delle proprietà
chimiche delle sostanze molecolari.
 Ione: Atomo o specie poliatomica che possiedono una carica
elettrica. Si formano quando la specie chimica perde od acquista
elettroni rispetto a quelli che bilanciano la carica nucleare.
Isotopi e masse atomiche
 Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero atomico
ma non lo stesso numero di massa. Si dicono isotopi di un
elemento gli atomi dell’elemento che hanno differenti numeri di
neutroni e quindi differenti numeri di massa.
 Poiché le proprietà chimiche sono determinate principalmente
dal numero di elettroni, tutti gli isotopi di un elemento hanno un
comportamento chimico quasi identico.
 La massa atomica (o peso atomico) è la somma delle masse
di tutte le particelle che compongono l'atomo.
 L’unità di massa atomica (simbolo: uma) è definita pari a
1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12. E’ chiamata anche
Dalton (simbolo: Da).
 La massa atomica di un elemento viene espressa come media
delle masse dei suoi isotopi naturali ponderata secondo le
rispettive abbondanze.
Quali tra i seguenti atomi:
A  X B X C X D X E  X
90
37
90
39
88
37
92
35
sono isotopi dello stesso elemento?
oAoBoCoD-
AeB
AeC
AeD
AeE
89
36
Peso atomico
n.b.Il termine peso viene spesso usato al posto di massa, che sarebbe più
corretto
Peso atomico: È il rapporto tra il peso dell’atomo
considerato e il peso di un atomo di riferimento al quale
si assegna un peso arbitrario
Peso di riferimento = 1/12 del peso dell’atomo di carbonio
con numero di massa 12 (12C)
Es. l’atomo di ossigeno 16O ha massa relativa pari a 15.999,
cioè una massa pari a 15.999 volte quella di 1/12 di 12C, e
cioè = 15.999/12 di 12C
Peso atomico e peso molecolare
Se si prende 1/12 di 12C come unità di misura, il peso
atomico diventa uguale al suo peso atomico assoluto,
espresso in tale unità di misura.
Unità di misura della massa atomica è il dalton (unità di massa
atomica):
1 dalton (u.m.a.) = 1,66 x 10-24 g
Peso molecolare:
Somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che costituiscono
la molecola
(solo per composti costituiti da molecole discrete)
La mole
La mole (simbolo: n; unità di misura: mol) è definita come la
quantità di sostanza che contiene tante unità elementari (atomi,
molecole, ioni, …) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di
12C.
Tale numero è conosciuto come numero di Avogadro (o
costante di Avogadro) ed è indicato con il simbolo NA.
NA = 6.022 x 1023 mol-1
La mole, a differenza della massa, tiene conto della struttura a
particelle della materia: una mole di una qualunque sostanza
contiene lo stesso numero di unità elementari, cosa che non
accade per 1 kg di qualunque sostanza.
La mole
Massa molare (Peso molecolare)
La massa in grammi di una mole di qualunque sostanza è
espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico,
il peso molecolare o il peso formula.
La massa di una mole di 12C è 12 g per definizione. Dato che la
massa atomica media del carbonio è 12.011 volte 1/12 di
quella del nuclide 12C, anche la massa di 1 mole di carbonio
sarà 12.011 volte 1/12 della massa di una mole del nuclide 12C,
cioè 12.011 g
La IUPAC definisce massa molare (M) il rapporto fra massa e
quantità di sostanza.
M
m (g)
n (mol)
Il peso molecolare di una specie chimica è pari,
come valore numerico, alla somma dei pesi atomici
degli atomi che costituiscono la formula, e si
esprime in g/mole
Il peso molecolare è:
PM = m (g)/n (mol)
Indicando con PM il peso molecolare di una sostanza
pura, il numero di moli n, contenuto in una massa m di
tale sostanza, è dato da:
n (moli) =
La massa in grammi è:
m (g)
PM (g/mole)
m (g) = PM(g/mol) x n (mol)
Esempi:
1. Il peso atomico del germanio Ge è 72,59 dalton;
72,59 g di Ge corrispondono ad 1 mole di atomi di Ge
e contengono 6,022x1023 atomi.
2. 1 mole di atomi di mercurio (Hg, P.A. = 200,61)
corrisponde a: 1mole x 200,61g/mole = 200,61 g
3. 223,36 g di Fe (P.A. = 55,84) corrispondono a:
223,36(g)/55,84(g/mole) = 4 moli di atomi di Fe
4. 1kg di acqua (H2O, P.M.=18) corrisponde a:
1000 (g)/18,00(g/mole) = 55,5 moli
Tipi di formule chimiche
In una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici
numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo
presente nella più piccola unità di sostanza.
1.
La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun
elemento nel composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha
formula empirica HO poiché contiene 1 parte in massa di H per
ogni 16 parti in massa di O.
2.
La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun
elemento in una molecola del composto. Per esempio, il perossido
di idrogeno ha formula molecolare H2O2.
3.
La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra di
essi. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula di struttura
H—O—O—H.
Stechiometria
La stechiometria è il calcolo delle quantità dei reagenti e dei prodotti
implicati in una reazione chimica. Essa si basa sull'equazione chimica e
sulla relazione tra massa e moli.
Esempio
N2(g) + 3H2(g) 
2NH3 (g)
Tipici problemi della stechiometria sono:
- Quanto idrogeno è necessario per produrre 100 Kg di NH3?
- Quanta NH3 si ottiene da 100 Kg di N2?
Per rispondere ai problemi precedenti è utile la seguente
interpretazione della reazione
N2(g)
+
1 molecola N2
3 H2(g)

3 molecole H2
100 molecole N2 3100 molecole H2
molecole NH3
NA molecole N2 3NA molecole H2
molecole NH3
1 mole N2
3 moli H2
NH3
28,0 g N2
3 x 2,02 g H2
2 NH3 (g)
2 molecole NH3
2100
2NA
2 moli
2 x 17 g NH3
Si noti che una mole è un numero fisso (6,022 x 1023)
di molecole (come “dozzina”)
N.B.: Sono possibili anche coefficienti stechiometrici
frazionari,
in questo caso però:
1/2 N2(g) +
3/2 H2(g)

NH3 (g)
1/2 mole N2
mole NH3
28,0/2 g N2
3/2 moli H2
3/2 x 2,02 g H2
1
17 g NH3
Ma non
1/2 molecola N2
3/2 molecole H2
1 molecola NH3
Esempio
N2(g)
+
3 H2(g)

2 NH3 (g)
Quale è la massa di idrogeno necessaria per produrre 907
Kg di ammoniaca?
- prima di tutto si calcolano le moli di NH3
n NH3
9,07  10 5 g NH 3

 5,34  10 4 mol NH 3
17,0 g NH 3 /mol NH 3
- dall'equazione chimica si deducono le moli di H2 :
per 2 moli di NH3 ne servono 3 di H2
n H2
3 mol H 2
 5,34  10 mol NH 3 
 8,01  10 4 mol H 2
2 mol NH 3
4
N2(g)
+
3 H2(g)

2 NH3 (g)
I coefficienti dell'equazione chimica bilanciata danno i
fattori di conversione tra le quantità chimiche
consumate e prodotte. Conviene utilizzare i rapporti:
2 mol NH 3
3 mol H 2
3 mol H 2
2 mol NH 3
Converte da moli di NH3 a H2
Converte da moli di H2 a NH3
Controllando l'analisi dimensionale.
- Infine si convertono la moli di H2 in grammi di H2
massa H2  8,01  10 4 mol H 2  2,02 g H 2 / mol H 2  1,62  10 5 g H 2
Riepilogando: bisogna passare necessariamente
attraverso le moli, perché convertire direttamente tra
le masse non è possibile.
nAA + ...  nBB +
...
grammi A
PM A
n 
Moli A   B 
 nA 
moliB  PM B
Esempio
Data la reazione,
 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Fe2O3 (s) + 3 CO (g)
Calcolare quanti grammi di ferro si possono produrre
da 1,00 Kg di ossido di ferro (III).
Le moli di ossido di ferro (III) a disposizione sono:
nFe2O3
1,00  10 3 g
=
159,6 g/mol
=
1Kg = 103 grammi
6,25 mol
Le moli di ferro sono dedotte dall’equazione chimica:
nFe =
6,25 mol Fe2O3 
2 mol Fe
1 mol Fe 2O 3
= 12,5 mol Fe
Si calcolano infine i grammi di Fe:
Massa Fe = nFe  PAFe =
12,5 mol

55,85 g/mol
=
6,98x102 g
Problema: Quanti grammi di acqua vengono prodotti dalla
reazione di 4,16 g di H2 con un eccesso di ossigeno, in
base alla seguente reazione?
2H2(g) + O2(g)

2H2O(l)
Calcoliamo le moli di H2
4,16 g H 2
n H2 
 2,06 mol H 2
2,02 g H 2 /mol H 2
Trasformiamo le moli di H2 in moli di H2O
n H2O
2 mol H 2O
 2,06 mol H 2 
 2,06 mol H 2O
2 mol H 2
Calcoliamo i grammi di H2O
massa H2O  2,06 mol H 2O  18,02 g H 2O / mol H 2O  37,1 g H 2O
REAGENTE LIMITANTE
Può capitare che i reagenti siano combinati in quantità
diverse dalle proporzioni molari date dall'equazione
chimica.
In tal caso solo uno dei reagenti – il reagente limitante
– si consuma completamente mentre parte dell'altro
reagente – il reagente in eccesso – rimane inalterato.
Esempio:
assemblaggio fascicoli
un fascicolo è
costituito da:
5 fogli gialli
3 fogli azzurri
2 fogli rosa
Analogia con la reazione:
5 A + 3 B + 2 C

P
Consideriamo la reazione
2 H2 (g) + O2(g)
 2 H2O(g)
Supponiamo di far reagire 1 mole di H2 e 1 mole di O2.
Si considerano le moli di H2O che si possono ottenere da
partire da ciascuno dei reagenti come se l'altro fosse
quello in eccesso
2 mol H 2 O
1 mol H 2 
 1 mol H 2 O
Moli di H2O
2 mol H 2
ottenute da H2=
Moli di H2O
ottenute da O2=
2 mol H 2 O
1 mol O 2 
 2 mol H 2 O
1 mol O 2
H2 è il reagente limitante: una volta prodotta una mole di
H2O la reazione si ferma e rimane ossigeno in eccesso.
La quantità di ossigeno che rimane è quella corrispondente
alla differenza tra le moli di H2O ipotetiche e quelle
realmente ottenute:
2 moli H2O – 1 mole H2O = 1 mole H2O
E poi trasformate con gli appropriati coefficienti stechiometrici:
1 mol O 2
1 mol H 2 O di differenza 
 0,5 mol O 2
2 mol H 2 O
Si può anche calcolare il numero di moli di ossigeno che hanno reagito
1 mol O 2
1 mol H 2 O formate 
 0,5 mol O 2
2 mol H 2 O
Esempio
Data la reazione,
Zn (s) + S (s)
 ZnS (s)
Calcolare quanti grammi di solfuro di zinco (II) si ottengono facendo
reagire 7,36 g di Zn con 6,45 g di S.
Per prima cosa si calcolano le moli di zinco e zolfo:
mol
nZn
7,36 g
=
65,39 g/mol
= 0,113
6,45 g
nS =
32,06 g/mol
mol
= 0,201
Si calcolano le moli di ZnS ottenibili da tali moli di Zn e S:
nZnS = nZn = 0,113 limitante
nZnS = nS = 0,201
Si ottengono quindi 0,113 moli di ZnS. La massa di ZnS è:
Massa ZnS = nZnS  PMZnS =
g
0,113 mol

97,45 g/mol
= 11,0
Lo zolfo è in eccesso e ne rimangono:
nS = nS(iniziali) - nS(reagite) =
massa S = nS  PAS =
0,201 – 0,113 = 0,088
0,088 mol

32,06 g/mol = 2,82 g
Problema: Determinare il numero di moli di O2(g) che si ottengono
da 30 moli di KO2 e 20 moli di H2O che reagiscono secondo la
reazione
2 H2O(l) + 4 KO2(s)  3 O2(g) + 4 KOH(s)
Si calcolano le moli di O2 ottenibili dalle moli di H2O e
KO2 :
3 mol O 2
Moli di O2 ottenute da KO2= 30 mol KO 2 
 22,5 mol O 2
4 mol KO 2
Moli di O2 ottenute da H2O=
3 mol O 2
20 mol H 2O 
 30 mol O 2
2 mol H 2O
Si ottengono quindi 22,5 moli di O2. Il reagente
limitante è KO2.