Nobel Prize in Chemistry 2013
Martin Karplus of Harvard, Michael Levitt of Stanford and
Arieh Warshel of the University of Southern California
“Chemists used to create models of molecules using plastic balls and
sticks. Today, the modelling is carried out in computers,” the Royal
Swedish Academy said in its announcement. The three scientists “laid
the foundation for the powerful programs that are used to understand
and predict chemical processes. Computer models mirroring real life
have become crucial for most advances made in chemistry today.”
Martin Karplus,
U.S. and Austrian citizen. Born 1930 in Vienna, Austria. Ph.D. 1953 from California
Institute of Technology, CA, USA. Professeur Conventionné, Université de Strasbourg,
France and Theodore William Richards Professor of Chemistry, Emeritus, Harvard
University, Cambridge, MA, USA.
http://chemistry.harvard.edu/people/martin-karplus
http://www-isis.u-strasbg.fr/biop/start
Michael Levitt,
U.S., British and Israeli citizen. Born 1947 in
Pretoria, South Africa. Ph.D. 1971 from University of Cambridge, UK. Robert W. and
Vivian K. Cahill Professor in Cancer Research, Stanford University School of
Medicine, Stanford, CA, USA.
http://med.stanford.edu/profiles/Michael_Levitt
Arieh Warshel,
U.S. and Israeli citizen. Born 1940 in Kibbutz
Sde-Nahum, Israel. Ph.D. 1969 from Weizmann Institute of
Science, Rehovot, Israel. Distinguished Professor, University of
Southern California, Los Angeles, CA, USA.
http://chem.usc.edu/faculty/Warshel.html
http://www.nobelprize.org/
Carica e massa di particelle atomiche
Carica (Coulomb)
Carica relativa a 1,602.10-19
Massa (Kg)
Massa relativa a 1,66.10-27
Protone
Elettrone
Neutrone
+ 1,602.10-19
- 1,602.10-19
0
+1
-1
0
1,673.10-27
9,109.10-31
1,675.10-27
1,008
0,000549
1,009
MASSE ATOMICHE
La moderna scala di masse atomiche è basata sul più
comune isotopo del carbonio 12C. A questo isotopo è stata
assegnata una massa di 12 uma.
1 uma = 1/12 massa di un atomo di C
1 uma ≈ massa di un atomo di H
Nella tavola periodica le masse atomiche sono riportate
direttamente sotto il simbolo dell’elemento
MASSE ATOMICHE E ABBONDANZA
ISOTOPICA
Le masse relative dei singoli atomi possono essere
determinate usando uno spettrometro di massa.
L’ampiezza della riflessione è inversamente proporzionale
alla massa dello ione.
La maggior parte degli elementi si trova in natura come
miscela di due o più isotopi.
È importante conoscere non solo le
masse dei singoli isotopi, ma anche le
loro
percentuali
in
natura
(abbondanze isotopiche).
La massa atomica relativa tiene conto
dell’abbondanza naturale dei vari
isotopi:
massa atomica Cl = 34,97 uma x 75,53/100 + 36,97 uma x 24,47/100 =
35,46 uma
Massa ed abbondanza naturale degli isotopi
dell’H e del C
Isotopo
1
1
H
Massa (uma)
1,00783
Abbondanza
naturale (%)
Massa atomica relativa
99,985
1.008 uma
2
1
H
2,01410
0,0015
C
12,00000
98,892
12
6
12.01 uma
13
6
C
13,00336
1,108
NUMERO DI AVOGADRO
He
H
4.003 uma
1.008 uma
100 atomi di
He
400.3 uma
100 atomi di
H
100.8 uma
n atomi di He in 400,3 uma = n atomi di H in 100,8 uma
Un campione di He che pesa 4g contiene lo stesso
numero di atomi di un campione di H che pesa 1g:
n atomi di He in 4.003 g = n atomi di H in 1.008 g
Se invece di 100 atomi prendiamo NA atomi troviamo
che la massa in grammi di NA atomi di un elemento è
proprio uguale alla massa atomica in uma
NA (Numero di Avogadro) = 6.022 x 1023
Il numero di Avogadro rappresenta il numero di atomi
in un campione di un elemento con una massa in
grammi numericamente uguale alla sua massa atomica
espressa in uma
in 1.008 g di H
6.022 x 1023
massa atomica = 1,008 uma
atomi
in 4.003 g di He
6.022 x 1023
massa atomica = 4.003 uma
atomi
in 32.07 g di S
6.022 x 10
23
massa atomica = 32.07 uma
LA MOLE
Così come 12 atomi di un elemento costituiscono una
dozzina, 6.022 x 1023 atomi di un elemento costituiscono
una mole di quell’elemento:
1 mole di atomi di H = 6.022 x 1023 atomi di H
1 mole di molecole di H2 = 6.022 x 1023 molecole di H2
1 mole di molecole di H2O = 6.022 x 1023 molecole di H2O
23
1 mole di elettroni = 6.022 x 10
elettroni
La massa molare, espressa in grammi per mole, è
numericamente uguale alla somma delle masse, in
uma, degli atomi nella formula.
Formula
Somma delle masse atomiche
Massa molare
O
16.00 uma
16.00 g/mol
O2
2(16 uma) = 32 uma
32.00 g/mol
H2O
2(1.008 uma)+ 16.00 uma =
18.02 uma
22.99 uma + 35.45 uma =
58.44 uma
18.02 g/mol
NaCl
58.44 g/mol
Conversione mole-grammi
La massa in grammi, m, è uguale al peso molecolare,
P.M. (in g/mol), moltiplicato n, il numero di moli:
m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol)
e
n(mol) =
m(g)
P.M. (g/mol)
P.M. (g/mol) =
m (g)
n (mol)
Esercizio
Calcolare il numero di moli contenute in 13 g di
caffeina, C4H5N2O.
Il peso molecolare della caffeina è:
P.M. =(4 x 12.011)+(5 x 1.008)+(2 x 14.007)+ 15.999
= 97.09 g/mol
n(mol) =
m(g)
P.M. (g/mol)
=
13 g
97.09 g/mol
= 0.13 mol
Esercizio
Calcolare la massa in grammi di 1.53 moli di CF2Cl2,
un clorofluorocarburo.
Il peso molecolare di CF2Cl2 è:
P.M. =(12.011)+(2 x 18.998)+(2 x 35.453)=
120.92 g/mol
m (g) = P.M. (g/mol) x n (mol)
1.53 mol x 120.92 g/mol = 185.01
g
Composizione percentuale dalla formula
La composizione percentuale di un composto è data
dalla percentuale in massa degli elementi presenti.
Es.: in un campione di 100 g di acqua ci sono 11.19 g
di H e 88.81 g di O, le percentuali in massa dei due
elementi sono:
11.19 g
x 100 = 11.19 % H
100 g
88.81 g
100 g
Composizione
percentuale
dell’acqua
x 100 = 88.81 % O
Esercizio
Quali sono le percentuali in massa di calcio e cloro in
CaCl2 ?
Una molecola di CaCl2 contiene 1 atomo di Ca
2 atomi di Cl
Una mole di CaCl2 contiene
1 mole di Ca
2 mole di Cl
massa di una mole di Ca = 1 mol x(40.08 g/mol) = 40.08 g
massa di due moli di Cl = 2 mol x (35.45 g/mol) = 70.90 g
massa molare di CaCl2
Æ
110.98 g
% Ca =
% Cl
40.08 g
110.98 g
70.90 g
=
X 100 = 36.00 %
110.98 g
X 100 = 64.00 %
La formula minima dalle analisi chimiche
La formula minima indica il rapporto minimo di numeri
interi degli atomi presenti. Es.:
benzene
C6H6 formula molecolare
CH
formula minima
Per trovare la formula minima:
dati di massa
moli
rapporto tra le moli
=
Formula minima
rapporto tra gli
atomi
Esercizio
Determinare la formula minima del sodio tiosolfato
che ha la composizione:
30.36 % O
29.08 % Na
40.56 % S
29.08 g Na
40.56 g S
In 100 g :
30.36 g O
30.36 g
nO =
= 1.90 mol
15.999 g/mol
29.08 g
= 1.26 mol
nNa =
22.9898 g/mol
nS
40.56 g
= 1.26 mol
=
32.066 g/mol
Na1.26S1.26O1.90
Rapporto tra le moli = rapporto tra gli atomi
Dividiamo per il numero più piccolo:
1.90 mol O
= 1.5
1.26 mol S
1.26 mol Na
1.26 mol Na
NaSO1.5
Na2S2O3
= 1.0
Esercizio
Determinare la formula minima e la formula
molecolare di un composto che ha la composizione:
66.67 % C
7.41 % H
25.92 % N
e peso molecolare uguale a 324 g/mol.
In 100 g :
66.67 g C
66.67 g
7.41 g H
25.92 g N
= 5.55 mol
nC =
12.011 g/mol
7.41 g
nH =
1.008 g/mol
= 7.35 mol
25.92 g
= 1.85 mol
nN =
14.0067 g/mol
C5.56H7.35N1.85
Rapporto tra le moli = rapporto tra gli atomi
Dividiamo per il numero più piccolo:
5.56 mol C
7.35 mol H
=3
=4
1.85 mol N
1.85 mol N
C3H4N
Formula minima
Il peso della formula minima è 54 g/mol; per
determinare quante volte 54 entra nel peso
molecolare:
324/54 = 6
C18H24N6
Formula
molecolare
Reazioni Chimiche
Reazioni Chimiche
Le reazioni chimiche sono rappresentate da equazioni
chimiche, che identificano i reagenti ed i prodotti:
aA + bB
Æ cC + dD
reagenti
prodotti
In un’equazione chimica bilanciata lo stesso numero
di atomi di un dato elemento compare in entrambi i lati
Æ deve essere rispettata la legge di
conservazione della massa.
1. Una reazione chimica è sempre una
rappresentazione di qualcosa che avviene realmente.
Quando i due elementi antimonio e iodio vengono
riscaldati insieme si produce lo ioduro di antimonio
(III):
2 Sb(s) + 3 I2(s) Æ 2 SbI3 (s)
2. Deve essere rispettata
la legge di conservazione della massa.
3. Deve essere rispettata
la legge di conservazione della carica,
per le reazioni scritte in forma ionica.
Come bilanciare una reazione chimica
1. Scrivere la reazione in modo che i reagenti
compaiano a sinistra e i prodotti a destra;
2. Cominciare a bilanciare gli elementi che compaiono
in un’unica specie su ogni lato dell’equazione;
3. Bilanciate l’ossigeno e l’idrogeno, aggiungendo
H2O se occorre;
4. Si preferisce l’equazione bilanciata con i coefficienti
stechiometrici rappresentati da numeri interi piccoli.
Ricordate che le reazioni si bilanciano modificando i
coefficienti davanti alle formule (coefficienti
stechiometrici), mai cambiando i pedici delle formule !
Esercizio
Bilanciamo la seguente equazione di reazione:
CH4(g) + NH3(g) + O2(g) Æ HCN(g) + H2O(g)
1. Cominciamo con il carbonio:
CH4(g) + NH3(g) + O2(g) Æ HCN(g) + H2O(g)
2. Anche l’azoto è bilanciato:
CH4(g) + NH3(g) + O2(g) Æ HCN(g) + H2O(g)
3. Bilanciamo l’ossigeno:
CH4(g) + NH3(g) + O2(g) Æ HCN(g) + 2H2O(g)
4. Bilanciamo l’idrogeno:
CH4(g) + NH3(g) + O2(g) Æ HCN(g) + 3H2O(g)
5. L’ossigeno non è più bilanciato !
CH4(g) + NH3(g) + 3/2O2(g) Æ HCN(g) + 3H2O(g)
6. Preferiamo numeri piccoli e interi
2CH4(g) + 2NH3(g) + 3O2(g) Æ 2HCN(g) + 6H2O(g)
Esercizi
Bilanciamo le seguenti equazioni di reazione:
N2H4(l) + N2O4(l) Æ N2(g) + H2O(g)
2N2H4(l) + N2O4(l) Æ 3N2(g) + 4H2O(g)
Fe3+ + NH3 + H2O Æ NH4+ + Fe(OH)3
Bilanciamo subito le cariche:
Fe3+ + NH3 + H2O Æ 3NH4+ + Fe(OH)3
Fe3+ + 3NH3 + 3H2O Æ 3NH4+ + Fe(OH)3
Le relazioni di massa delle equazioni di
reazione
Una reazione bilanciata permette di correlare tra loro le
masse dei reagenti e dei prodotti:
Es.:
N2(g) + 3H2(g) Æ 2NH3(g)
1 molecola di N2 reagisce con 3 molecole di H2
per dare 2 molecole di NH3
1 mole di N2 reagisce con 3 moli di H2
per dare 2 moli di NH3
1 mole di N2 pesa 14.01 g/mol x 2 atomi x 1 mole = 28.02 g
3 moli di H2 pesano 2atomi(1.008g/mol x 3mol)=6.05 g
2 moli di NH3 pesano 2molec[14.01g/mol+(1.008g/mol x3atomi)
=34.07 g
N2(g) + 3H2(g) Æ 2NH3(g)
Troviamo quindi che:
28.02 g di N2 reagiscono con 6.05 g di H2
per dare 34.07 g di NH3
Esercizio
Il diborano, B2H6, può essere preparato con la seguente
reazione da bilanciare:
NaBH4(s) + BF3(g) Æ B2H6(g) + NaBF4(s)
1. Bilanciamo la reazione:
3 NaBH4(s) + 4 BF3(g) Æ 2 B2H6(g) + 3 NaBF4(s)
2. Quante moli di NaBH4 reagiscono con 1.299 moli di BF3?
n NaBH4
n BF3
3
=
4
n NaBH4 = n BF3
4
x 3 = 0.9742mol
3 NaBH4(s) + 4 BF3(g) Æ 2 B2H6(g) + 3 NaBF4(s)
3. Quante moli di B2H6 si ottengono insieme a 0.893 moli di
NaBF4?
n B2H6
n NaBF4
2
=
3
n B2H6 = n NaBF4 x 2 = 0.595 mol
3
4. Se sono state ottenute 1.987 moli di B2H6 quante moli di
NaBF4 sono state prodotte ?
n B2H6
n NaBF4
2
=
3
n NaBF4 = n B2H6 x 3 = 2.980 mol
2
3 NaBH4(s) + 4 BF3(g) Æ 2 B2H6(g) + 3 NaBF4(s)
5. Quante moli di BF3 sono necessarie per produrre 4.992 moli di
NaBF4?
n BF3
n NaBF4
4
=
3
n BF3
= n NaBF4 x 4 = 6.656 mol
3
Esercizio
Calcolare la quantità di acido nitrico che reagisce con 250 g di
ossido ferrico e la quantità di nitrato ferrico che si forma.
Fe2O3 + 6 HNO3 Æ 2 Fe(NO3)3 + 3 H2O
250 g di ossido ferrico corrispondono a:
n Fe2O3 =
250g
= 1.565 mol
159.7 g/mol
P.M. (Fe2O3) = 159.7 g/mol ;
P.M. (Fe(NO3)3 = 241.91 g/mol
P.M. (HNO3) = 63.02 g/mol ;
Il numero di moli di HNO3 che reagisce con 1.565 moli di
Fe2O3 è :
1.565 x 6 = 9.39 mol
9.39 mol x 63.02 g/mol = 592 g di HNO3
e le moli di Fe(NO3)3 che si formano sono :
1.565 x 2 = 3.13 mol
3.13 mol x 241.91 g/mol = 757 g di Fe(NO3)3
P.M. (Fe2O3) = 159.7 g/mol ;
P.M. (Fe(NO3)3 = 241.91 g/mol
P.M. (HNO3) = 63.02 g/mol ;
Esercizio
Il propano, C3H8, viene spesso usato come combustibile. Se
454 g di propano vengono bruciati all’aria, quanto ossigeno è
necessario per la combustione ? E quanta acqua si forma ?
C3H8 (g) + O2 (g)Æ CO2 (g) + H2O (g)
Bilanciamo la reazione:
C3H8 + 5 O2 Æ 3 CO2 + 4 H2O
Calcoliamo il numero di moli di propano:
n C3H8 =
454g
44.10 g/mol
= 10.3 mol
C3H8 + 5 O2 Æ 3 CO2 + 4 H2O
n O2
n C3H8
5
=
1
n O2 = n C3H8 x 5 = 51.5 mol
n H2O
n C3H8
4
=
1
n H2O = n C3H8 x 4 = 41.2 mol
g O2 = 32.00 g mol-1 x 51.5 mol = 1650 g
g H2O = 18.00 g mol-1 x 41.2 mol = 742 g
Reagente limitante
Generalmente, in laboratorio, i reagenti non vengono
mescolati con il rapporto preciso richiesto dalla reazione.
Si usa distinguere il reagente in eccesso e il reagente in
difetto, il reagente limitante.
La quantità di prodotto che si forma è
determinata dalla quantità del reagente
limitante.
Es.: Supponiamo di avere a disposizione 3.00 moli di Sb e
3.00 moli di I2 per la reazione
2 Sb(s) + 3 I2(s) Æ 2 SbI3(s)
Individuare il reagente limitante.
Secondo la reazione, 2.00 moli di Sb reagiscono con 3.00
moli di I2 per dare 2.00 moli di SbI3
I2 è il reagente limitante
Resta un eccesso di Sb di 1.00 mol (Sb che non ha reagito).
Il numero di moli di SbI3 che si forma è determinato dalla
quantità di I2 !
Resa teorica e sperimentale
Spesso accade che non tutto il reagente limitante viene
utilizzato, la reazione porta solo parzialmente ai prodotti.
La resa sperimentale è generalmente minore della resa
teorica; espressa in termini percentuali è :
resa percentuale = resa sperimentale
resa teorica
x 100
Esercizio
Supponiamo di far reagire 1.20 moli di Sb con 2.40 moli di I2
secondo la reazione:
2 Sb(s) + 3 I2(s) Æ 2 SbI3(s)
Individuate il reagente limitante e calcolate la resa teorica.
Per far reagire 1.20 moli di Sb sono necessarie:
1.20 x 3 = 1.80 moli di I2
2
Ci sono.
Per far reagire 2.40 moli di I2 sono necessarie:
2.40 x 2 = 1.60 moli di Sb
3
Non ci sono.
Sb è il reagente limitante
Si producono 1.20 moli di SbI3 (P.M. 502.5 g/mol)
1.20 x 502.5 g/mol = 723.6 g
Resa teorica
Supponiamo che si producano invece 512 g di SbI3 (resa
sperimentale), quale sarà la resa percentuale ?
resa percentuale = resa sperimentale
resa teorica
resa percentuale =
x 100
512 g x 100 = 70.8 %
723.6 g
