Corso di Chimica e Stechiometria
per il corso di laurea in
SCIENZE AMBIENTALI
Dott.ssa DANIELA DE VITA
Orario ricevimento (previo appuntamento):lunedì
17.30-18.30
E-mail [email protected]
[email protected]
Orario LEZIONI: lunedì 14.30-17.30
martedì 11.30-13.30
Informazioni sul corso
Lezioni frontali e laboratorio: frequenza facoltativa
ma fortemente consigliata
Durata 08 ottobre 2012-15 gennaio 2013
Esami (date orientative): 5 febbraio 2013 (scritto)
ed esame orale da definirsi (min 18/30)
(da calendario: 21 gen-1 marzo)
Testo consigliato: Kotz & Treichel,
Edises
Altre info utili sul sito della facoltà
Chimica,
Misure e unità di misura
(più frequenti)
• massa:
kilogrammo, Kg
grammo, g
milligrammo, mg
• temperatura:
Kelvin, K
gradi Celsius (g. centigradi), °C
• volume:
Litro, L
millilitro, mL
centimetro cubo, cc
Equivalenze utili
MASSA
1 chilogrammo (Kg) = 1000 grammi (g)
1 grammo (g) = 1000 milligrammi (mg)
VOLUME
1 litro (L) = 1000 millilitri
1 centimetro cubo (cc) = 1 millilitro (mL)
Come convertire le unità di
misura
Esempio Convertire 3 g in Kg.
Visto che 1 Kg corrisponde a 1000 grammi, posso
impostare la proporzione
1Kg : 1000 g = x Kg : 3 g
da cui x= (3 g* 1Kg) / 1000 g= 0,003 Kg
Oppure, più velocemente
3 / 1000= 0,003
Come convertire le unità di
misura
Esempio: convertire 2,5 kg in g.
1Kg : 1000 g = 2,5 Kg : x g
Da cui x= (2,5 Kg*1000g)/1Kg= 2500 g
Oppure, più velocemente 2,5*1000= 2500
Scala dei grammi
Divedere per 10 per ogni posizione
mg
cg
dg
g
dag
hg
Moltiplicare per 10 per ogni posizione
PREFISSI
m= milli
c= centi
d= deci
da= deca
h= etto
K= chilo
Kg
Scala dei litri
Divedere per 10 per ogni posizione
mL
cL dL
L
Moltiplicare per 10 per ogni posizione
PREFISSI
m= milli
c= centi
d= deci
La struttura dell’atomo
La struttura dell’atomo: le
particelle subatomiche
NB = massa protone/massa elettrone= 1836
RAPPRESENTAZIONE degli ATOMI
A
Z
X
X = simbolo dell’ atomo
Z = Numero atomico (numero Protoni= numero Elettroni)
A= Numero di massa (Protoni+ Neutroni)
Isotopi: atomi che hanno lo stesso numero atomico Z ma
diverso numero di massa A
ELEMENTO: Un elemento chimico è una sostanza semplice composta
da atomi con uguale numero di elettroni
Gli isotopi: un esempio
L’elemento NEON
L’unità di massa atomica
(u.m.a. o u o dalton)
E’ necessario determinare un'unità di
massa atomica poiché le unità di misura
della massa che usiamo nel mondo
macroscopico, anche le più piccole come
i milligrammi, sono “esagerate” rispetto
alle piccolissime masse degli atomi e non
possono rappresentare un'unità di
misura appropriata.
Aiuta ad esprimere il peso degli atomi usando valori “maneggevoli”
L’unità di massa atomica
(u.m.a. o u o dalton)
Circa 1 u.m.a.
L'unità di massa atomica corrisponde alla dodicesima
parte della massa dell'isotopo 12 del carbonio.
Questa quantità corrisponde a 1,66 x 10-27 Kg
1 u.m.a. = 1,66 x 10-27 Kg
RIASSUMENDO
L’ atomo e’ la parte piu’ piccola della materia.
Un atomo e’ composto da un nucleo formato da
- protoni con massa 1 carica positiva +1
- neutroni con massa 1 carica 0
- elettroni con carica negativa negativa –1 e
massa 1/2000.
Un atomo di un elemento e’ diverso da un altro
per numero di protoni (uguali al numero di
elettroni).
E’ possibile calcolare matematicamente
la massa esatta di un singolo atomo?
ESEMPIO: calcolare la massa di un atomo di 19F –il cui Z è 9sapendo che le masse esatte di protone, neutrone ed elettrone
sono rispettivamente 1,00728 u, 1,00867u e 0,000549u.
9 elettroni
9 protoni
10 neutroni
9*0,000549
9* 1,00728
10*1,00867
La massa reale è però
18,9984
19, 1572
DIFETTO DI MASSA: differenza tra massa calcolata e massa reale;
questa parte di materia “persa” è convertita in energia e rilasciata nell’ambiente
esterno al momento della formazione dell’atomo.
E=mc2
CALCOLO del PESO DI UN
ELEMENTO
La maggior parte degli elementi possiede
diversi
isotopi
presenti
secondo
determinate percentuali di abbondanza:
il valore tabulato della massa atomica
(PESO ATOMICO) viene calcolato
facendo la media pesata delle masse dei
suoi isotopi secondo le rispettive
abbondanze naturali.
Esempio: calcolare il peso atomico del
cloro se il 75,77 % degli atomi ha una
massa di 34,94 u e il 24,23% ha una massa
di 36,97u
34,94 * 75,77
+ 36,97 * 24,23
= 35,45 u
100
Il concetto di mole
Un atomo di 12C pesa 12 u.m.a.
Nonostante l’ introduzione
dell’u.m.a. resta il problema di
pesare quantità apprezzabili con le
classiche bilance
12* 1,660541*10-27 Kg
1 u.m.a.
Un atomo di 12C pesa 1,99265 * 10-26 Kg …ma
come pesarlo con una normale bilancia?
Il concetto di mole
Il numero di atomi di carbonio contenuti
esattamente in 12g di
12C
è detto NUMERO
DI AVOGADRO N
N=6.02 1023
12 g= 0,012 Kg
0,012
1,99265 * 10-26
12 u.m.a non si possono pesare, 12 g si !!!!!
=N
Il concetto di mole
Una MOLE è la quantità di sostanza che
contiene un numero di avogadro di
particelle
Il peso di una mole (peso molare o massa
molare) di una sostanza (es. C) è sempre
numericamente uguale al suo peso
atomico espresso in grammi
g/mole
Il concetto di mole
Tra la massa espressa in grammi (g), il
numero di moli (n) e il peso molare (peso
di una mole) di una sostanza (es.C) esiste
la relazione
n= g/ pa
Esempi numerici
a) Quanti grammi di oro sono contenuti in
0,026 moli di metallo puro? (PA=196,967g/mol)
g= n * PA= 0,026 mol * 196,967 g/mol= 5,12 g
Esempi numerici
b) Quanti atomi di rame sono presenti in 50,00 g di
metallo? (PA= 63,546 g/mol)
1) calcolo le moli di Cu che corrispondono a 50,00 g di
Cu
moli Cu= 50,00/63,546= 0,787 mol
2) converto le moli in numero di atomi
1 mol: 6,02*1023= 0,787 mol : X
Da cui x= 0,787 * 6,02*1023 = 4,738 * 1023 atomi
MOLECOLE
MOLECOLA: agglomerato definito e strutturato di atomi che
può esistere in modo indipendente; è caratterizzata
da specifiche proprietà chimiche dovute agli atomi
presenti nel loro insieme.
MOLECOLE SEMPLICI: formate da due o più atomi uguali ( O2, Cl2, ecc.)
MOLECOLE COMPOSTE: formate da atomi di più elementi diversi ( H2O,
NaCl, ecc.)
I composti
Sono sostanze pure che possono essere
decomposte in due o più sostanze pure
differenti
FORMULE MOLECOLARI:” insieme di simboli di elementi con un indice
sottoscritto a destra che indica il numero di atomi presenti nell’entità in
questione” P. Block et al, Iorganic Chemistry Nomenclature, p.16. 1990
FORMULE CHIMICHE:
f. molecolari e f.minime
FORMULA MINIMA (detta anche empirica):
esprime i rapporti di atomi dei diversi
elementi presenti nella molecola di una certa
sostanza; questi rapporti sono espressi da
numeri più piccoli possibili
FORMULA MOLECOLARE: esprime il numero
di atomi dei diversi elementi REALMENTE
presenti nella molecola
Esempio: glucosio
FORMULA MOLECOLARE
C6H12O6
FORMULA MINIMA
CH2O
Una formula chimica esprime sul piano qualitativo gli elementi
presenti e la proporzione relativa con cui i diversi atomi sono
combinati. Partendo dalla formula chimica, è possibile ricavare le
percentuali in peso di ciascun componente (cioè i grammi di ogni
elemento in 100 g di sostanza)
CALCOLO DELLA COMPOSIZIONE
PERCENTUALE in peso
Esempio: NH3 (ragionare su una mole di NH3)
PA(H)= 1, 008 u.m.a.
%p/p di N=
PA(N)= 14,010 u.m.a
massa di azoto in una mole di NH3 * 100 = 14,010 = 82,27 %
massa di una mole di NH3
%p/p di H = massa di 3 H in una mole di NH3 = 17.76 %
massa di una mole di NH3
17,030
DETERMINAZIONE DELLE
FORMULE DEI COMPOSTI
…..conoscendo la composizione percentuale
Esempio: vanillina (PM= 152 g/mol)
C= 63,15% H= 5,30% O= 31,55%
Si calcola il numero di moli di C, H e O in 100 g di vanillina
n (carbonio) = 63,15/12,011= 5,258 mol di C
n (idrogeno) = 5,30/1,008= 5,26 mol H
n (ossigeno) = 31,55/ 15,999= 1,972 mol O
DETERMINAZIONE DELLE
FORMULE DEI COMPOSTI
C 5,258 H 5,260 O 1,972 ?????
Nelle formule chimiche sono presenti numeri piccoli e interi……
…..possiamo riferirci all’ATOMO CON IL NUMERO DI MOLI Più PICCOLO
5,258/ 1,972= 2,66
C
2,66 *2= 5,32 NO
2,66 *3= 7,98 OK
5,260/ 1,972=2,66
H
C8H8O3
1,972/ 1,972=1
O
PM= 152,2
Quindi la formula minima coincide con la formula
molecolare
Un altro esempio…………
…determinare la formula minima …
32,394% Na
22,535% S
45, 07% O
Per 100 g di composto
n Na= 32, 394 / 22,990 = 1, 4090
n S= 22,535/ 32,060= 0,7029
n O= 45,07/ 15,999= 2,8170
Na 1,4090 S0,7029 O 2,8170
1,4070/0,7029=2,002
2,8170/0,7029=4,008
Na2SO4
2
4
Un altro esempio…………
C 40,00 %
H 6,72 %
C 40/ 12,011=3,33
O53,28 %
H 6,72/ 1,008= 6,67
PM= 180,156 g/mol
O 53,28/ 15,999= 3,33
6,67/3,33=2,003
C H2 O
PM
min
= 12,011+ 2*(1,008)+ 15,999=30,026
PM / PM min= 180,156/ 30, 026= 6
Moltiplicando la formula minima per 6
C6H12O6
