Chimica la mole ed il peso molare

 

 

 

Chimica la mole ed il peso molare

 

                                       ANALISI CHIMICA QUANTITATIVA

 

              {Determinazione della quantità degli elementi o delle sostanze contenute in un campione}

 

Una volta analizzato un corpo dal punto di vista qualitativo, si passa alla determinazione delle quantità di tutti i suoi  componenti. Tale operazione viene effettuata, a seconda dei casi, con determinazioni di massa, di volume, oppure con uso di strumenti particolari; pertanto avremo tre settori principali dell’analisi chimica quantitativa: gravimetrica, volumetrica, strumentale.

I concetti operativi principali dell’analisi quantitativa sono quello di mole, di peso molecolare o peso formula, di Massa molare e di Molarità.

Mole: la quantità di sostanza contenente un numero di particelle elementari pari a quelle contenute in 12g di 12C ( cioè al valore della costante di Avogadro N, ovvero 6.022x1023). Si ricorda che il valore della costante di Avogadro fu determinato per la prima volta da J.Perrin nel 1905 e che la quantità di sostanza è una delle sette grandezze fondamentali del Sistema Internazionale di misura e si indica con il simbolo n; l’unità di misura di tale grandezza è appunto la mole (simbolo: mol).
E’ importante riuscire a separare il concetto di quantità di sostanza da quello di massa, il quale è tutt’altra cosa, anche se indirettamente è legato al precedente, tant’è che il linguaggio comune associa il concetto di quantità di materia a quello di massa, o meglio a quello di peso (che è addirittura una forza), e quindi occorre fare uno sforzo notevole all’inizio per liberarsi di queste semplificazioni e distinguere con chiarezza le tre grandezze.

Peso molecolare e Peso formula  (meglio denominabili con Massa molecolare e Massa formula): somma dei pesi atomici di tutti gli atomi componenti una molecola (PM) o componenti una unità formula per le sostanze con legame di tipo ionico (PF).
Si esprime in  u che corrisponde ad un dodicesimo della massa dell’isotopo del Carbonio con numero di massa 12 (sei protoni + sei neutroni).

Massa molare: la massa (in grammi quindi) di una mole di una sostanza e corrisponde al PM o al PF di quella sostanza espresso in grammi. Ed ecco quel legame indiretto tra quantità di sostanza e massa a cui prima abbiamo accennato. E’ evidente che storicamente è nato prima il concetto di massa molare che quello di mole. La relazione fra le due grandezze si può così rappresentare:

 

                           Massa molare (MM)  x Quantità di sostanza (n) =  Massa (m)
quindi                 Massa molare = Massa  / Quantità di sostanza

e in simboli                        MM = m / n  (g/mol)

Molarità: la quantità di sostanza (in moli) di soluto contenuta in un volume (in litri) di soluzione.
Si tratta del modo principale per esprimere la concentrazione delle soluzioni in chimica e si può riassumere nella seguente formula:

                                        M = n / V   (mol/L) (soluto/soluzione)

 

                                       
ANALISI QUANTITATIVA GRAVIMETRICA:

Si basa sulla determinazione delle masse, e quindi ha come strumento di riferimento principale la bilancia analitica (sensibilità 0.0001 g).
L’uso della bilancia analitica prevede una serie di accorgimenti e di operazioni preliminari lunghe e accurate. Infatti ogni corpo che viene misurato a questo livello di sensibilità deve essere preventivamente liberato dall’acqua igroscopica, cioè quella che si deposita superficialmente con basse forze di adesione. A tale scopo il campione deve essere messo per alcune ore in stufa a bassa temperatura e trasportato alla bilancia dentro contenitori speciali contenenti sostanze che assorbono tutta l’umidità all’interno (essiccatori).
Anche la bilancia deve essere protetta, chiusa e appoggiata su speciali tavoli ad assorbimento oscillatorio e vibratorio.
Dopo la prima pesata il corpo in esame deve essere rimesso in stufa e ripesato fino a che non si hanno due pesate consecutive uguali.
Tutti questi accorgimenti richiedono molto tempo a disposizione.

ANALISI QUANTITATIVA STRUMENTALE:

Si basa sull’utilizzazione di  strumenti di vario genere (colorimetri, spettrofotometri, gascromatografi, piaccametri, conducimetri, potenziometri, etc) che misurano la variazione di alcune grandezze in relazione alla quantità di certe sostanze ricercate.

ANALISI QUANTITATIVA VOLUMETRICA:

Si basa sulla misurazione dei volumi, ed ha come oggetti strumentali di riferimento la buretta graduata,
la pipetta tarata e il palloncino (matraccio) tarato.
L’esecuzione di questo tipo di analisi è veloce e particolarmente adatta a sostanze in soluzione
.
La tecnica centrale dell’analisi volumetrica è la titolazione cioè la determinazione del titolo (= concentrazione) di una soluzione attraverso la reazione completa con un’altra di cui si conosce esattamente la concentrazione.
Questa reazione avviene attraverso l’aggiunta controllata (a goccia a goccia) del titolante, posto nella buretta graduata, al titolando,  collocato in un becher o beuta di piccole dimensioni, fino al raggiungimento del punto equivalente cioè fino a quando le moli del titolante e del titolando si equivalgono (nel rispetto dei coefficienti stechiometrici).

E’ ovvio quindi che occorre un sistema per poter individuare il punto equivalente in tutti quei casi in cui non viene evidenziato dalla reazione stessa. Pertanto vengono aggiunte piccolissime quantità di sostanze, dette indicatori, che al completamento della reazione danno segnali visibili e precisi.

Nella definizione di punto equivalente bisogna sottolineare l’uso dell’espressione “si equivalgono” invece di “sono uguali”, infatti ogni mole di sostanza in una reazione esprime un potenziale diverso a seconda della sua valenza, per cui ciò che si eguaglia è il prodotto delle moli  per la valenza,e questo si può individuare anche dai coefficienti stechiometrici della reazione.

 

 Pertanto al punto equivalente si ha la seguente eguaglianza:

 

                  n (titolante) x valenza del titolante = n (titolando) x valenza del titolando
                                               n (te) x val (te) = n (do) x val (do)

 

Dalla formula per il calcolo della molarità:   M = n / V

 

Ricaviamo n:                                                  n = M x V

 

Quindi :                      n (te) = M (te) x V (te)      e     n (do) = M (do) x V (do)

 

Allora:          se al punto equivalente  n (te) x val (te) = n (do) x val (do)

 

Vale anche:                  M (te) x V (te) x val (te) = M (do) x V (do) x val (do)

 

Pertanto la Molarità incognita, cioè M (do), sarà così ricavata:

   
 M (do) = M (te) x V (te) x val (te) / V (do) x val (do)

 

 

 

 

 

 

 

Titolazioni acido-base: quelle titolazioni che sfruttano la reazione tra un acido e una base.

Acido (secondo Arrhenius): sostanza che in soluzione acquosa libera ioni H+.

            Es:                       HCl    →   H+  +  Cl-

Base (secondo Arrhenius): sostanza che in soluzione libera ioni OH-.

           Es:                         NaOH   →  Na+  +  OH-

La valenza di un acido o di una base dipenderà dal numero di ioni H+ o OH- che ogni molecola di acido o di base libererà in soluzione acquosa.
Es:                           HCl         →    H+  +    Cl-                 monovalente

H2SO4      →   2H+  + SO42-               bivalente          

                                H3PO4     →  3H+  +  PO43-              trivalente

                                NaOH      →  Na+  +  OH-                monovalente

                                Ca(OH)2   →  Ca2+  +  2OH-             bivalente

                                Al(OH)3    →  Al3+  +  3OH-             trivalente

Nelle titolazioni acido-base, vengono utilizzati indicatori (acido-base) che cambiano colore a seconda se la soluzione è acida o basica. I più comuni tra questi sono il Metilarancio e la Fenolftaleina.
Metilarancio: viene utilizzato soprattutto per titolare una base con un acido ed ha colore giallo in ambiente basico, rosa in ambiente acido, giallo-rosa in ambiente neutro.
Fenolftaleina: viene utilizzata per titolare soluzioni acide con soluzioni basiche ed è incolore in ambiente acido e rosa o porpora in ambiente basico.

La prima parte della nostra esercitazione sarà costituita dalla preparazione di una congrua quantità di soluzione acquosa di NaOH a titolo noto ed esatto (circa 0.10 M) per poter poi effettuare con questa una serie di titolazioni di miscele acide di uso comune.
Ma l’NaOH è una sostanza che non può essere preparata per pesata analitica, perché reagisce velocemente con la CO2 dell’aria alterandosi e vanificando la pesata:
2NaOH + CO2   →  Na2CO3  +  2H2O
Pertanto occorrerà determinare l’esatta concentrazione della nostra soluzione attraverso una titolazione con una soluzione acida.
La nostra esercitazione si svolgerà quindi in tre fasi:

Fase 1: Preparazione di una soluzione acquosa di NaOH circa 0.10 M.

Come già detto non si può pesare l’NaOH in maniera analiticamente esatta, perciò dovremo pesarne una quantità approssimativa e in più eliminare quella quantità di carbonato di sodio che si formerà sulla superficie delle gocce solide della nostra sostanza.
Dunque prepareremo al banco di lavoro:
- una bottiglia di vetro da un litro con tappo;
- una bacchettina di vetro;
- un imbuto a canna larga;
- un vetro d’orologio grande;
Tutti questi oggetti dovranno essere lavati e ripassati con poca acqua deionizzata, il vetro d’orologio asciugato e la bottiglia riempita per metà con acqua deionizzata.
A questo punto si può andare a pesare l’NaOH: essendo la MM dell’NaOH 40.00 g/mol, si calcola la massa di 0.10 mol:   
40.00 g/mol x 0.10 mol = 4.00 g

Mentre si effettua la pesata si verifica la seguente reazione:

                                2NaOH  +  CO2  →  Na2CO3  + H2O

quindi le gocce di idrossido di sodio vengono ricoperte da uno strato di carbonato di sodio.
Occorre togliere questa sostanza prima di introdurre le gocce nella bottiglia, e questo viene effettuato tramite più lavaggi con acqua deionizzata  dentro il vetro d’orologio eliminando, tra un lavaggio e l’altro le acque.
Con questa operazione una parte non ben definita di sostanza viene persa, per cui occorrerà pesarne un eccesso rispetto a quei 4.00g calcolati precedentemente. Stabiliamo questo eccesso in circa il 50%.
La quantità da pesare sarà quindi approssimativamente  6.00g, considerando che l’operazione deve essere effettuata velocemente, così come rapidamente deve essere effettuato il lavaggio già descritto.
A questo punto si porta a volume con acqua deionizzata e la nostra soluzione a titolo approssimativo è pronta.

 

Fase 2: Preparazione di una soluzione acquosa di HCl esattamente 0.10 M.

L’HCl è una sostanza aeriforme in condizioni STP, per cui di difficoltosa pesata diretta. Anch’esso deve quindi essere preparato in condizioni approssimative e poi titolato con sostanza basica.
La sostanza basica di partenza è il carbonato di sodio, il quale ha le caratteristiche giuste per essere asciugato in stufa senza subire alcuna modificazione. Nella nostra esercitazione saltiamo questa fase per problemi di tempo, e quindi prepariamo il nostro acido per diluizione 1:10 da una soluzione acquosa esattamente 1 M.
Si lava con acqua di rubinetto e con acqua deionizzata un pallone tarato da 100 mL e il suo tappo.
Si prelevano esattamente 10 mL di HCl 1 M da una buretta a caricamento (e azzeramento) automatico.
Si diluisce con acqua deionizzata, portando a volume facendo attenzione a non superare la linea di taratura del pallone.

Fase 3: titolazione della soluzione di NaOH con quella di HCl.

Si prepara la buretta per accogliere il titolante, lavandola abbondantemente con acqua di rubinetto e poi ripassandola tre volte con poca acqua deionizzata che deve scorrere su tutte le pareti interne e fuoriuscire un po’ dal sopra e un po’ dal sotto. Si riempie la buretta con il titolante dopo averla avvinata con la soluzione da introdurre per tre volte seguendo la procedura già vista per il lavaggio con acqua deionizzata. Dopo il riempimento si piega la buretta aprendo leggermente il rubinetto per riempire il beccuccio di uscita senza che rimanga alcuna bolla d’aria. A questo punto si azzera la buretta tenendo conto che grazie alla riga blu posta sul dietro si viene a formare una specie di linea incrociata sul punto di lettura. Occorre evitare durante la lettura l’errore di parallasse, e ricordarsi che la direzione di lettura è dall’alto verso il basso.
A questo punto si lava un piccolo recipiente di vetro senza ovviamente avvinarlo e si pone sotto la buretta.
Si lava e avvina una pipetta tarata da 10 mL con la soluzione di NaOH da titolare,  si preleva facendo attenzione alla coincidenza del menisco inferiore del liquido con la linea di taratura, e si svuota completamente nel recipiente da titolazione.
A questo punto si procede con la prima titolazione dopo aver aggiunto due o tre gocce di metilarancio, aggiungendo l’HCl dalla buretta fino a viraggio da colore giallo a giallo-rosa.
Questa operazione viene ripetuta più volte, cercando di ottenere almeno tre risultati omogenei (cioè con piccole oscillazioni dell’ordine de pochi decimi di millilitro). Alla fine si fa la media tra i risultati omogenei, e questo valore viene utilizzato per i calcoli già visti prima per determinare la molarità esatta della soluzione acquosa di NaOH, che andrà conservata per successive titolazioni.
Fonte: http://www.itipedia.org/images/d/d7/Analisi_quantitativa.doc

 

Chimica la mole ed il peso molare

La mole ed il Peso molare

Un concetto strettamente correlato al peso relativo e fondamentale in chimica per i calcoli quantitativi è quello di mole. La mole è una delle 7 grandezze fondamentali, definite nel Sistema Internazionale (SI) di unità di misura come quantità di sostanza: simbolo mol.

La mole è una quantità di una sostanza chimica numericamente uguale al suo peso relativo, espresso in grammi anziché in uma (più correttamente andrebbe espressa in kg, ma in chimica è più diffuso l’uso del grammo).

 

Esempio: calcoliamo quanto vale 1 mole di anidride carbonica CO2.

Il peso relativo della CO2 è , dunque 1 mole di CO2 è per definizione una quantità di anidride carbonica pari a 44g.

 

Uno dei problemi pratici che più spesso si pongono nei calcoli chimici quantitativi è trasformare un determinata quantità di sostanza espressa in grammi (W), nel corrispondente numero di moli (n) o viceversa. Per far ciò è ovviamente necessario conoscere il peso di una mole o Peso molare.


Il Peso molare PM (più correttamente Massa Molare) è il peso (massa) di 1 mole e si misura in g mol-1 (più correttamente in kg mol-1).

Il Peso molare di una sostanza rappresenta quindi un fattore di conversione che permette di trasformare una quantità di sostanza espressa mediante il suo peso W, nell’equivalente numero di moli n e viceversa.
Infatti se consideriamo W grammi di una sostanza e vogliamo sapere a quante moli n corrispondono dobbiamo dividere W per il peso di una mole, cioè per il Peso molare.

 

Esempio: quante moli di acqua sono presenti in 27 mg di H2O
Il peso relativo della H2O è  ed il suo Peso molare 18 g/mol. In nimero di moli contenuto in 27 mg = 2,7 10-2 g di acqua sarà quindi pari a

 

Viceversa se vogliamo calcolare quanti grammi pesa un determinato numero n moli di una sostanza, sarà sufficiente moltiplicare il numero n di moli per il peso di una mole, cioè per il Peso molare.

Esempio: calcoliamo quanto pesano 3,5 10-2 moli di anidride carbonica CO2.
Il peso relativo della CO2 è  ed il suo Peso molare 44 g/mol. Il peso di 3,5 10-2 moli sarà quindi pari a

 

Chimica la mole ed il peso molare

La quantità chimica

1. Indica l'associazione corretta. La mole è:
a) l'unità di misura della quantità di materia.
b) l'unità di misura della massa molecolare.
c) l'unità di misura dello spazio occupato.
d) l'unità di misura per la quantità di sostanza intesa come numero di particelle.
e) l'unità di misura della quantità di sostanza intesa come massa di particelle.

2. Indica le due risposte corrette.
La massa molare di una sostanza è:
a) il rapporto tra la massa della sostanza e il numero di moli che questa contiene.
b) la massa di una mole della sostanza.
c) la massa della molecola della sostanza.
d) una proprietà intensiva, caratteristica della sostanza
e) una proprietà estensiva, caratteristica della sostanza.

3. Il numero di molecole contenute in una mole di saccarosio è uguale al:
a) numero di atomi contenuti in una mole di glucosio
b) numero di molecole presenti in 1g di acqua
c) numero di  atomi presenti in 1 g di acqua
d) numero di atomi presenti in 12 g di carbonio.
e) nessuna delle risposte precedenti è vera.

4. Indica l'espressione corretta per la costante di Avogadro.
a) 6,022.10<sup>23</sup>g
b) 6,022.10<sup>23</sup>g/mol
c) 6,022.10<sup>23</sup> 1/mol
d) 6,022.10<sup>23</sup>u/mol
e) 6,022.10<sup>23</sup> particelle

5. In relazione al concetto di mole, <g>indica le affermazioni vere </g>, tra le seguenti.
a) Per ogni sostanza, la massa di una mole espressa in grammi è numericamente uguale alla massa molecolare espressa in u.
b) Il numero di moli di una sostanza è una grandezza estensiva che ha come unità di misura l'unità di massa atomica (u).
c) 6,022.10<sup>23</sup> si chiama numero di Avogadro e corrisponde al numero di molecole contenute in 1,0 mol di una qualsiasi sostanza.
d) Come campione di riferimento per la mole si può prendere 1,0 kg di carbonio.
e) Il numero di moli degli elementi presenti in una sostanza è sempre maggiore o al massimo uguale al numero di moli della sostanza stessa.

6. Il valore della massa molare di Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, aprossimato a tre cifre è:
a) 143 u
b) 142 u/mol
c) 143 g
d) 142 g/mol
e) 143 mol

7. Considerando un campione costituito da una mole di metano (CH<sub>4</sub>) , quale affermazione <g>è sbagliata</g>?
a) Il campione è formato da 6,022.10<sup>23</sup> molecole uguali.
b) il campione contiene 5 atomi, 1 di carbonio e 4 di idrogeno.
c) il campione ha una massa che vale 16 g.
d) il campione contiene molecole con una massa di 16 u.
e) il campione contiene 1 mole di carbonio e 24.10<sup>23</sup> atomi di idrogeno

8. Indica quale delle seguenti relazioni ti permette di calcolare il numero di moli di sostanza presente in un campione, conoscendo la sua massa
a) N=n.N<sub>A</sub>
b) m= d.V
c) m =m<sub>molec</sub> .N
d) m= n.M
e) V= n. V<sub>mol</sub>

9. Il numero di moli di acqua presenti in 1,0 kg d'acqua pura sono:(aprossima a tre cifre ed indica l'unità di misura)

10. Il sale da cucina contiene prevalentemente cloruro di sodio (NaCl). Calcola quante moli di NaCl ci sono in una confezione da 1000g, sapendo che il 10,5 % è costituito da altre sostanze. (rispondi aprossimando a 3 cifre e indicando l'unità di misura corretta)

11. In un oggetto di argento purissimo , che pesa 30 g, vi sono:
a) 1,7.10<sup>23 </sup> atomi
b) 30.10<sup>23 </sup> atomi
c) 0,28 atomi
d) 1,8.10<sup>25 </sup> atomi

12. Ricordando che la densità dell'acqua è 1,0 g/mL, quale contenitore utilizzeresti per 5 mol di acqua?
a) Un bicchiere da vino
b) Un bottiglione
c) Una tanica
d) Una botte
e) Una cisterna

13. Quante molecole sono contenute in 2,5 mol di acqua?
a) 6,0.10<sup>23 </sup>
b) 6,0.10<sup>-23 </sup>
c) 1,0.10<sup>24 </sup>
d) 1,66.10<sup>-24 </sup>
e) 1,5.10<sup>24 </sup>

14. A quante moli corrispondono 1,5.10<sup>25 </sup> molecole di alcol propilico?
a) 6,02.10<sup>23 </sup>
b) 25
c) 7,5
d) 4,0
e) non si può rispondere se non si conosce il peso molecolare dell'alcol.

15. La massa di 6,022.10 <sup>23 </sup> molecole d'acqua vale:
a) 6,022.10<sup>23 </sup> g
b) 17,01 g
c) 6,022.10<sup>23 </sup> g/mol
d) 18,02 u
e) nessuno dei valori precedenti.

16. Quale tra le seguenti affermazioni che riguardano la mole è sbagliata?
a) Una mole di una qualsiasi sostanza ha una massa in grammi pari al numero di Avogadro.
b) Una mole di una qualsiasi sostanza contiene un numero di particelle pari al numero di Avogadro.
c) Una mole di una qualsiasi sostanza ha una massa in grammi pari al peso atomico o molecolare.
d) Una mole di una qualsiasi sostanza gassosa occupa a STP il volume di 22,4 dm <sup>3</sup>.
e) Una mole di una qualsiasi sostanza contiene tante molecole quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio.

17. Indica quali affermazioni tra le seguenti sono vere!
a) Una mole di acqua e una mole di ossigeno hanno la stessa massa
b) Una mole di acqua e una mole di ossigeno contengono lo stesso numero di molecole.
c) In 1,0 grammo d'acqua ci sono più molecole che in 1,0g di ossigeno.
d) Una mole di acqua ha un volume uguale a quello di una mole di ossigeno.
e) In una mole di acqua ci sono più atomi che in una mole di ossigeno.

18. Per calcolare la massa in grammi della molecola di una sostanza occorre:
a) dividere il peso molecolare per il numero di Avogadro.
b) dividere la massa molare per il peso moecolare
c) dividere la massa molare per la costante di Avogadro.
d) dividere il peso molecolare per la massa molare.

19. La massa in grammi di 25 mol di glucosio (C <sub> 6</sub>H<sub> 12</sub>O<sub> 6</sub>) e del carbonio che questo contiene sono:
a) 25 g di glucosio e 6 g di carbonio
b) 450 g di glucosio e 150 g di carbonio
c) 4500g di glucosio e 1800 g di carbonio
d) 4500g di glucosio e 1500 g di carbonio
e) nessuna delle proposte precedenti è valida.

20. Il numero di atomi contenuti in una mole di zinco è uguale al:
a) numero di atomi contenuti in una mole di acqua
b) numeo di molecole presenti in un grammo d'acqua
c) numero di atomi di idrogeno in una mole d'acqua
d) numero di molecole presenti in una mole d'acqua.

21. Se due sostanze A e B contengono lo stesso numero di moli allora:
a) occupano lo stesso volume
b) hanno la stessa massa
c) hanno la stessa densità
d) contengono lo stesso numero di molecole
e) contengono lo stesso numero di atomi

22. Il cloro ha una massa molare di 70,9 g/mol; questo ti consente di dedurre che:
a) la massa di una molecola di cloro ha una massa di 35,5u
b) ci vogliono 70,90 atomi di cloro peravere una mole di cloro
c) ci vogliono 35,45 atomi perfare un grammo di cloro
d) ogni atomo di cloro ha una massa uguale a 35,45 g
e) la massa di una molecola di cloro vale 70,90 u.

 

----------Risposte----------

1. (d)
2. (a) (d)
3. (d)
4. (c)
5. (a) (c) (e)
6. (d)
7. (b)
8. (d)
9. 55,6 mol

 

10. 15,3 mol

11. (a)
12. (a)
13. (e)
14. (b)
15. (e)
16. (a)
17. (b) (c) (e)
18. (c)
19. (c)
20. (d)
21. (d)
22. (e)

 

Fonte: http://zyxel-nsa210.lilu2.ch/MyWeb/public/Chimica_Web/LiceoII/QuantitaChimica/La%20quantit%C3%A0%20chimica.doc

 

Chimica la mole ed il peso molare

Mole Unità di misura della quantità di sostanza nel Sistema Internazionale: equivale alla quantità di sostanza, espressa in grammi, che contiene un numero di unità elementari (atomi, ioni o molecole) uguale al numero di atomi contenuti in dodici grammi di carbonio 12. Per definizione, una mole di una qualunque sostanza contiene sempre lo stesso numero di particelle: tale numero è detto numero di Avogadro e il suo valore, determinato attraverso metodi diversi, è fissato a 6,023 x 1023 (ovvero 600.000 milioni di milioni di milioni). Ad esempio, poiché un atomo di carbonio ha massa pari a circa dodici volte quella dell'atomo di idrogeno, 12 g di carbonio e 1 g di idrogeno allo stato atomico conterranno lo stesso numero di particelle (numero di Avogadro). La mole è un'unità di misura estremamente utile ai chimici, in quanto consente di semplificare notevolmente i calcoli stechiometrici.

 

Peso molecolare   Il peso di una molecola può essere facilmente determinato per via teorica, quando se ne conosca la struttura atomica. Ad esempio, una molecola d'acqua (H2O), composta da due atomi di idrogeno (peso atomico dell'idrogeno = 1) e uno di ossigeno (peso atomico dell'ossigeno = 16), ha peso molecolare pari a 18. Nella determinazione sperimentale, il peso molecolare di una sostanza si ottiene misurando il peso in grammi di una mole.

 

fonte: http://www.ramsete.com/DispenseArch01/mussini139051/mussini139051.doc

 

Appunti di chimica la mole ed il peso molare

LA QUANTITA' CHIMICA: LA MOLE

Fino ad ora abbiamo capito che la materia è costituita da atomi e che gli atomi a loro volta si legano insieme per costituire le molecole. A questo punto risulta importante capire che peso hanno gli atomi e le molecole. Trovare una bilancia che possa pesare un atomo è impresa impossibile visto le piccole dimensioni degli atomi. Non potendo quindi determinare la massa assoluta degli atomi, ricorriamo quindi alla sua misura relativa, cioè per confronto con quella di un atomo di riferimento.
Il campione di riferimento per la determinazione della massa atomica relativa è un particolare atomo di carbonio, chiamato isotopo 12, che viene indicato come 12C.

La massa atomica di un elemento è la massa relativa rispetto all'atomo di 12C.

Definiamo ora l'unità di misura della massa atomica u, chiamata dalton.

L'unità di massa atomica u è uguale a 1/12 della massa dell'atomo di 12C.

La massa atomica relativa (MA) di un elemento è la sua massa espressa in unità u, quindi relativamente alla massa dell'atomo di carbonio.

Quando diciamo che l'atomo di ossigeno ha massa atomica relativa 16 u, diciamo che la sua massa è 16 volte più grande della dodicesima parte della massa del 12C. Se confrontiamo l'atomo di ossigeno con l'atomo di idrogeno, che ha massa atomica 1 u, possiamo dedurre che la massa dell'ossigeno è 16 volte quella dell'idrogeno. La tavola periodica riporta per ogni elemento il valore della massa atomica, chiamato anche peso atomico.
Consideriamo ora una molecola; la sua massa dipende dalle masse dei singoli atomi che la compongono. Quindi per determinare la massa molecolare relativa (MM), detta anche peso molecolare, facciamo la somma delle masse atomiche degli elementi che compaiono nella formula.
Per quanto riguarda i composti ionici il termine più corretto per indicare la massa molecolare relativa è il peso formula, anche questo si esprime in u.

Esempio:
Facendo uso della tavola periodica, calcola le seguenti masse molecolari:
a) molecola di ossigeno O2
b) molecola di azoto N2
c) molecola di acqua H2O
d) molecola di acido cloridrico HCl

Soluzione:
MM di O2 = 2 x (MAossigeno)
MM di N2 = 2 x (MAazoto)
MM di H2O = 2 x ( MAidrogeno) + (Maossigeno)
Etc.

Esercizio: Facendo uso della tavola periodica, calcolate il peso formula delle seguenti sostanze:
a) CaF2
b) NH4Cl
c) NaCl
d) NH4NO3    
A volte le formule di alcuni composti si scrivono utilizzando le parentesi tonde, come per esempio Mg(OH)2 . L'indice numerico fuori dalla parentesi indica che l'atomo di magnesio è legato a due gruppi OH, di questo si deve tener conto nel calcolo numerico:

Mg(OH)2
MM di Mg(OH)2 = 2 x (MAossigeno) + 2 x (MAidrogeno) + MAmagnesio

 

LA MOLE

Si è visto sperimentalmente che 1u = 1,661 x 10-24 g. Dato che non esiste nessuna bilancia in grado di misurare una quantità così piccola si è cercato un collegamento per passare dal mondo microscopico a quello macroscopico. La mole è uno strumento che ci permette di fare questo collegamento.

Una mole è una quantità di sostanza che contiene un numero definito di particelle (atomi, molecole, ioni) e questo numero di particelle corrisponde al numero di atomi contenuti in 12 g di 12C.

Secondo il Sistema internazionale la mole (mol) rappresenta l'unità di misura della quantità di sostanza ed è una delle sette unità di misura fondamentali.

Abbiamo visto che un atomo di ossigeno ha una massa sedici volte più grande di un atomo di idrogeno, quindi tra i due elementi c'è un rapporto 16:1.Questo rapporto non cambia qualunque sia il numero di atomi che consideriamo: 1000 atomi di ossigeno continueranno a pesare 16 volte di più di 1000 atomi di idrogeno.
In 16 grammi di ossigeno e in 1 grammo di idrogeno sarà contenuto lo stesso numero di atomi e, tale numero sarà uguale al numero di atomi contenuto in 12 grammi di 12C.

Per determinare una mola di una certa sostanza, noi dobbiamo prendere una quantità in grammi uguale alla massa atomica di quella sostanza. Lo stesso vale anche per le molecole: la massa di una mole di acqua è uguale alla sua massa molecolare espressa in grammi. Da ciò deriva che la massa di una mole varia a seconda del materiale considerato. Per es. una mole di acqua non ha la stessa massa di una mole di alcol etilico. La massa di una mole è chiamata massa molare (M) e la sua unità di misura è g/mol.

La massa molare di un elemento (o di una molecola) è uguale alla sua massa atomica (o molecolare) espressa in g/mol.

Misurando sulla bilancia una mole di sostanza , noi riusciamo a prendere un numero costante e ben definito di atomi o molecole.

 

IL NUMERO DI AVOGADRO

Abbiamo detto che il numero di particelle contenuto in una mole di sostanza è un numero molto grande. E' stato possibile determinarlo esso è uguale a 6,022 x 1023 particelle/mol e viene chiamato Numero di Avogadro dal nome dello scienziato che lo determinò.

Una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre 6,022 x 1023 particelle, siano atomi, molecole o ioni.

Una mole di

Corrisponde a

E contiene

H

1,008 g

6,022 x 1023 atomi di H

H2

2,016 g

6,022 x 1023 Molecole di H2

C

12,01 g

6,022 x 1023 Atomi di C

O

16,00 g

6,022 x 1023 Atomi di O

O2

32,00 g

6,022 x 1023 Molecole di O2

H2O

18,02 g

6,022 x 1023 Molecole di H2O

In chimica è importante sapere quante mole ci sono in un campione di una certa sostanza. Il numero di moli si ottiene dividendo la massa del campione per la massa molare di quella sostanza.

 

n = m/M

dove n è il numero di moli, m è la massa del campione (g) e M è la massa molare (g/mol).

La stessa relazione ci permette di determinare la massa del campione quando è noto il numero di moli n che esso contiene:

m = n x M

Esempio. Calcolare il numero di moli contenute in una zolletta di zucchero (C12H22O11) di 5,01 g. Fate uso della tavola periodica.

Soluzione. Si deve prima calcolare la massa molecolare di C12H22O11

C: 12,01 u x 12 = 144,1 u
H: 1,008 u x 22 = 22,18 u
O: 16,00 u x 11 = 176,0 u
MM = 342,3 u
la massa molare corrisponde numericamente alla massa molecolare
M C12H22O11 = 342,3 g/mol

per ricavare il numero di moli basta applicare la legge riportata sopra:

n = m(g) /M(g/mol) = 5,01 g/ 342,3 g/mol = 0,0146 mol.

Esercizio.
Per effettuare una reazione chimica, occorre dosare un ammontare di cloruro di sodio (NaCl) di 2,5 mol. Calcola quanto NaCl si deve pesare.

Soluzione
MNaCl = (23 + 35,45) g/mol = 58,45 g/mol
mNaCl  = M x n = 58,45g/mol x 2,5 mol = 146,25 g

Esercizio.
Un bicchiere contiene 50 mL d'acqua. Quante molecole di acqua sono presenti nel bicchiere?

Soluzione
Dato che la densità dell'acqua è 1g/mL allora 50mL di acqua hanno una massa di 50g. Possiamo allora calcolare il numero di moli:

Massa molare dell'acqua = 18g/mol

moli acqua: 50g/18g/mol= 216,,78 molecolare

A questo punto basta moltiplicare il numero di moli per il numero di Avogadro 6,022X 1023.

numero di molecole è: 2,78 mol x 6,022X 1023molecole/mol = 16,72 x 1023 molecole

Esercizio:
Ci sono più atomi in 5g di carbonio o in 10g di piombo?

 

LE FORMULE CHIMICHE

La composizione percentuale

Ogni composto chimico è caratterizzato da una formula chimica molecolare ben precisa e definita che indica quali atomi sono presenti nel composto e in che numero. I rapporti di combinazione tra gli atomi, espressi dagli indici numerici, permettono di ricavare le composizioni percentuali, cioè la percentuale di ciascun elemento presente nel composto.

Esempio:
Considera il composto K2O  e determina la composizione percentuale del composto.

Peso formula (K2O) = 2xMAk  + Mao  = 94,20 u

Ora determiniamo la percentuale di potassio presente facendo una proporzione:

            2MAk  :  Peso formula = x  :  100

            (2x 39,10)  :  94,20  =  x  :  100

            X  =  %K  =  78,20 x 100/94,20  =  83,05%.

 

L'ATOMO
L'atomo così chiamato perché inizialmente considerato l'unita più piccola ed indivisibile della materia, è la più piccola parte di ogni elemento esistente in natura che ne conserva le caratteristiche chimiche. Gli atomi elettricamente carichi vengono detti ioni.
Verso la fine dell'Ottocento (con la scoperta dell'elettrone) fu dimostrato che l'atomo non era indivisibile, bensì a sua volta composto da particelle più piccole (alle quali ci si riferisce con il termine "subatomiche"). In particolare, l'atomo è composto da un nucleo carico positivamente e da un certo numero di elettroni, carichi negativamente, che gli vibrano attorno senza un'orbita precisa (l'elettrone si dice infatti delocalizzato), nei cosiddetti gusci elettronici. Il nucleo è composto da pro
toni, che sono particelle cariche positivamente e da neutroni che sono particelle prive di carica. Protoni e neutroni hanno massa quasi 1800 volte superiore a quella di un elettrone. In proporzione se si considera il nucleo grande come una mela, gli elettroni gli ruotano attorno ad una distanza pari a circa un chilometro.


Particella

Simbolo

Carica

Massa

Note

Elettrone

e-

-1,6 × 10-19 C

9,10 × 10-31 kg

Scoperto da Thomson in base alle esperienze sui raggi catodici di William Crookes.

Protone

p+

1,6 × 10-19 C

1,6726231 × 10-27 kg

Scoperto da Ernest Rutherford con l'esperimento dei raggi alfa

Neutrone

n

0 C

1.674 927 29 × 10−27 kg

Scoperto da James Chadwick,



Rappresentazione schematica di un atomo di elio. Attorno al nucleo, composto da due neutroni (in verde) e due protoni (in rosso), ruotano gli elettroni (in giallo)
Si definiscono due quantità per identificare ogni atomo:

  • Numero di massa (A): la somma del numero di neutroni e protoni nel nucleo
  • Numero atomico (Z): il numero dei protoni nel nucleo, che corrisponde al numero di elettroni esterni ad esso .
  • Per ricavare il numero dei neutroni si sottrae al Numero di massa il Numero atomico .

Chiamando N il generico elemento chimico, il numero atomico Z e il numero di massa A si scrivono:
AZ N           per il carbonio sarà:                126C
Esempio 1:
Se il numero di massa dell'uranio (U) è 235 e il numero atomico è 92, quanti saranno i neutroni di questo atomo?
Risposta:         A-Z= 235 – 92= 143.
Esempio 2:
Il nucleo di un atomo è formato da 9 protoni e da 10 neutroni. Qual è il numero degli elettroni?
Risposta:         dato che un atomo è sempre neutro il numero degli elettroni, carichi negativamente deve coincidere con il numero dei protoni, quindi gli elettroni sono 9 come i protoni.
Due atomi possono differire anche nell'avere numero atomico uguale ma diverso numero di massa: simili atomi sono detti isotopi ed hanno medesime proprietà chimiche. Un esempio di ciò è l'atomo di idrogeno: in natura è presente in grande maggioranza formato da un protone ed un elettrone. Vi è però, in minore quantità, anche il deuterio che è formato da un protone, un neutrone ed un elettrone (con esso si forma l'acqua pesante) e il trizio (estremamente raro) formato da un protone, due neutroni ed un elettrone. Chimicamente, idrogeno, deuterio e trizio hanno però identiche proprietà.
Esempio 3:
A quali elementi appartengono gli isotopi che possiedono i seguenti numeri atomici e di massa?
a) Z= 30          e          A= 70             Risposta: Zn
b) Z= 51          e          A= 122           Risposta: Sb

  • Z= 19  e          A= 40             Risposta: K

Esercizio. Completa la seguente tabella:


Simbolo

Nome

Z

A

Protoni

Elettroni

Neutroni

4020Ca

 

 

 

 

 

 

 

 

33

75

 

 

 

 

 

 

184

 

74

 

 

platino

 

 

 

78

117

Esiste una grandezza che ne quantifica la massa, definita peso atomico (più correttamente "massa atomica"): si tratta della massa effettiva dell'atomo in rapporto ad un dodicesimo della massa  dell'atomo di 12C. Il numero degli elettroni che ruotano attorno al nucleo è uguale al numero dei protoni nel nucleo: essendo le predette cariche di valore assoluto uguale, un atomo è normalmente elettricamente neutro e pertanto la materia è normalmente elettricamente neutra. Tuttavia esistono atomi che perdono o acquistano elettroni in virtù di una reazione chimica: la specie che ne deriva si chiama ione. Gli atomi aventi lo stesso numero atomico hanno le stesse proprietà chimiche: si è dunque convenuto a definirli appartenenti allo stesso elemento.


IL NUCLEO DELL'ATOMO E LE SUE TRASFORMAZIONI
La stabilità di un atomo dipende anche dal numero di protoni e di neutroni contenuti nel suo nucleo. Infatti se nel nucleo ci fossero solo protoni, essi si respingerebbero in quanto hanno carica elettrica dello stesso segno. La presenza dei neutroni dunque serve a bilanciare queste forze repulsive. Quando però i protoni sono in numero troppo elevato (sopra agli 83) i neutroni non sono più in grado di bilanciare le forze repulsive tra protoni e i nuclei divengono instabili. Un nucleo instabile emette radiazioni per liberarsi di particelle, questo processo si chiama decadimento radiattivo. Un nucleo instabile può anche scindersi in due o più nuclei più leggeri in un fenomeno che è detto di fissione nucleare. I materiali radioattivi possono emettere particelle alfa (nuclei positivi di elio), particelle beta (elettroni veloci), e radiazioni elettromagnetiche gamma.
E' interessante sapere come viene fatta la datazione dei reperti con il radiocarbonio (carbonio-14). Il carbonio-14 è un isotopo radioattivo (con decadimento beta) del carbonio contenente 8 neutroni e 6 protoni. Esso si forma nell'atmosfera ad un ritmo abbastanza costante, ed entra nella costituzione di ogni organismo vivente in percentuale costante, ma cessa di essere assimilato non appena un organismo muore e smette di alimentarsi. Da quel momento la quantità di 14C si riduce regolarmente dimezzandosi ogni 5730 anni. I resti dell'organismo possono subire qualsiasi trasformazione (osso, fossile, stoffa etc) e su tale reperto si può misurare la quantità di 14C residuo attraverso la sua emissione beta. Dalla percentuale di 14C residuo sul carbonio totale risaliamo al numero di dimezzamenti subiti e quindi al tempo trascorso dalla morte dell'organismo vivente.


I MODELLI ATOMICI DI THOMSON E RUTHERFORD
Thomson propose per l'atomo un modello continuo, con la carica positiva che occupava come una nube tutto il suo volume e gli elettroni dispersi nell'atomo in posizioni regolari. Questo modello però non resse alle prove sperimentali condotte da Rutherford che nel suo esperimento cruciale bombardò una sottile lamina d'oro (dello spessore di 0,01 mm) con particelle alfa (nuclei positivi di elio, He+2). Al termine del suo esperimento egli accertò che:

I primi modelli atomici [modifica]

 

L'esperimento di Rutherford:
poche particelle alfa vengono deflesse dal campo elettrico del nucleo, la maggior parte di esse attraversa lo spazio vuoto dell'atomo.


  • gran parte delle particelle alfa attraversava la lamina d'oro senza venire deviata;
  •  solo alcune particelle venivano deviate o, addirittura, rimbalzavano indietro come se avessero colpito un corpo molto denso e carico positivamente

Queste osservazioni portarono Rutherford a concludere che :

  • l'atomo era composto da un nucleo centrale in cui erano concentrate tutta la carica positiva e la massa dell'atomo;
  • i leggerissimi elettroni occupavano lo spazio vuoto intorno al nucleo;
  • Il diametro del nucleo doveva essere molto più piccolo del diametro dell'atomo (circa centomila volte)
  • gli elettroni, carichi negativamente, ruotavano attorno al nucleo ed erano in numero tale da bilanciare esattamente la carica positiva del nucleo.

Questo modello però aveva ancora dei limiti perchè non descriveva affatto “come” gli elettroni fossero disposti intorno al nucleo.

 

L'ATOMO DI BOHR
Riscaldando alla fiamma un filo metallico e facendo passare la luce bianca emessa dapprima attraverso una fenditura e poi attraverso un prisma di vetro, vedremo che luce viene scomposta in tutti i colori che la compongono. La serie continua di colori ottenuta viene chiamata spettro continuo ed è tipica dei solidi e dei liquidi portati all'incandescenza. Se invece, si analizza la luce emessa da gas rarefatti caldi, per es. la luce di una lampada contenete idrogeno a bassissima pressione, avremo uno spettro discontinuo costituito da un certo numero di righe colorate. Tale spettro viene chiamato spettro a righe ed è caratteristico per ogni elemento chimico analizzato. Per l'idrogeno si ottengono, nella zona del visibile, quattro righe colorate , separate da spazi neri. Possiamo usare gli spettri atomici per riconoscere gli elementi, come l'impronta digitale per gli uomini. Per es. il sodio, che colora di giallo la fiamma ha uno spettro a righe molto diverso da quello dell'idrogeno.
Tutto questo convinse Niels Bohr, fisico danese a perfezionare il modello atomico di Rutherford. Egli si rese conto che l'emissione di luce da parte degli atomi dovesse avere a che fare con gli elettroni che ruotavano attorno al nucleo. Il nuovo modello dell'atomo di idrogeno di Bohr si basava perciò sulle seguenti assunzioni che spiegavano lo spettro a righe dell'elemento:

  • L'elettrone poteva percorrere solo delle particolari orbite circolari, chiamate orbite stazionarie. L'elettrone ruotando su un'orbita stazionaria non emette e non assorbe energia. L'atomo di idrogeno, quindi è stabile e l'elettrone non cadrà mai sul protone.
  • All'elettrone sono permesse solo certe orbite che posseggono determinate energie. In altre parole le orbite sono quantizzate, quindi separate e si possono contare.
  • Per saltare da un orbita ad un'altra di livello energetico più elevato , l'elettrone deve assorbire energia. Questa può essere fornita sotto forma di calore o tramite scariche elettriche.
  • Quando un elettrone cade su un livello di energia inferiore, l'atomo emette una luce caratteristica; la luce emessa compare come riga colorata nello spettro a righe.
  • L'energia della luce emessa o assorbita è uguale alla differenza fra le energie delle due orbite.

Vediamo ora quali sono i livelli di energia e le orbite che l'elettrone può percorrere. Ogni orbita appartiene ad un livello energetico chimato anche guscio o strato. I livelli di energi adelle orbite dipendono dal numero quantico principale n. IL numero quantico principale può assumere solo valori interi che variano da 1 a 7. Il livello di energia più basso è quello con n=1, esso viene chiamato stato fondamentale e ad esso corrisponde un energia E1. I livelli energetici superiori E2, E3 .. sono chimati stati eccitati, perchè l'elettrone li può raggiunegere solo se riceve una sufficiente quantità di energia.
A questo punto era possibile interpretare lo spettro a righe dell'idrogeno. In pratica gliletroni degli atomi di idrogeno, eccitati dalla fiamma o in altro modo, saltano su livelli energetici più elevati. Gli elettroni degli atomi eccitati, attratti dal nucleo, tornano nello stato fondamentale emettendo una radiazione che dipende dal salto energetico effettuato. Perciò nello spettro osserveremo tante righe quanti sono i salti dagli stati eccitati allo stato fondamentale.
Il modello di Bohr non riusciva a spiegare lo spettro a righe degli altri elementi del sistema periodico, quindi fu necessario modificarlo. La prima modifica riguardò la rinuncia al concetto di orbita e portò ad un modello basato sulla probabilità di trovare una particella nello spazio.

 

 

fonte: http://www.armelliniformazione.it/serale/Materiali/APPUNTI%20DI%20CHIMICA%20modulo%201%20e%202.doc

 

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