Massa atomica relativa La massa di un atomo è troppo piccola rispetto allunità di misure del kg....
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Massa atomica relativaLa massa di un atomo è troppo piccola rispetto all’unità di misure del kg.
Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo di riferimento.
Per convenzione la massa del 12C è stata definita come esattamente = a 12.
1/12 della sua massa è l’unità di riferimento = u.m.a.Particella (simbolo)
Carica assoluta Carica relativa
Massa assoluta Massa relativa
Protone (p) +1.6021773 x 10-19 C +1 1.6726 x 10-24 g 1.0073
Elettrone (e) -1.6021773 x 10-19 C -1 9.109390 x 10-28 g 0.0005486
Neutrone (n) 0 0 1.6749 x 10-24 g 1.0087
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Massa atomica
Si definisce peso atomico di un elemento la massa relativa e media di quell'elemento
rispetto ad 1/12 della massa di un nuclide di 12C.Il peso atomico dell'idrogeno è:
1,008
Quello dell’ossigeno è:
15,99
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somma dei pesi atomici di tutti gli elementi contenuti in una molecola di una sostanza elementare o di un
composto
1. I2: 126.9x2= 253.8
2. H2SO4: (1.008 x 2) + 32.064 + (15.999 x 4) = 98.076
Massa Molecolare
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Quando una sostanza non è formata da molecole discrete ma da un insieme infinito di atomi o
ioni
1. NaCl:
22.9898 + 35.453 = 58.443
1. K2Cr2O7:
(39.10 x 2) + (51.996 x 2) + (15.999 x 7) = 294.2
Peso formula
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Massa atomica, massa molecolare e peso formula sono tutte MASSE MOLARI
Le unità di massa (sia atomiche che molecolari o formula) se
espresse in grammi sono massa di una mole
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La moleLe grandezze fondamentali e le unita' di misura nel
Sistema Internazionale (SI)
Grandezza fondamentale
Unita’ Simbolo
lunghezza metro m
massa kilogrammo Kg
tempo secondo s
corrente elettrica ampere A
temperatura kelvin K
intensita’ luminosa candela cd
quantita’ di sostanza
mole mol
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La mole
N è il numero di atomi che stanno in esattamente 12 g
di 12C.
N = 6,0221367(36) ×1023
Poiché N è un numero per mole, esso ha unità di
misura mol-1 ed è chiamata costante di Avogadro.
N = 6,0221367(36) ×1023 mol-1
è una quantità di atomi tale che la sua massa in g è pari
alla sua massa atomica.
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Una mole di 23Na è la quantità di sostanza che contiene N atomi di 23Na
Una mole di H2O è la quantità di sostanza che contiene N atomi di H2O
La mole
In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!
Es: 2H2 + O2 2H2O
E’ un multiplo della massa molecolare; numericamente è uguale alla massa
molecolare, ma è espressa in grammi
1 mol di CaSO4 = 136 g
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Mole e massa molareUna mole di sostanze diverse mostra pesi diversi !
In una reazione o in una formula chimica contano le moli, non i grammi!
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m (g)
P.M. (g/mole)n (moli) =
MOLE Quantità espressa in grammi pari alla massa della
sostanza (atomo o molecola) espressa in unità di massa atomica.
Es. NaCl (cloruro di sodio) P.A. Na : 22.99 d P.A. Cl : 35.45 d
P.M. NaCl : 58.44 d 1 mole di NaCl 58.44 g
Una mole di una qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero diparticelle , detto numero di Avogadro : N = 6.023 x 1023
Il numero di moli contenuto in una nota massa di una sostanzapuò essere calcolato dalla seguente relazione :
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Formula minima e formula veraFormula minima e formula veraComposti sconosciuti Analisi qualitativaComposti sconosciuti Analisi qualitativa
= Ca, S, O
Formula minimaFormula minima
0.73 0.73 2.94 Ca ------ = 1 S ------ = 1 O ------ 4 0.73 0.73 0.73
CaSO4
Formula veraFormula vera
Ca S O 40 + 32 + (16 x 4) = 136
136 / 136 = 1 , la formula MINIMA coincide con quella VERA
Ca = 29,41%S = 23.52%O = (resto) 47.07%
% Ca 29,41 g/100g = = 0,73 mol/100g 40 g/mol 40 g/mol
% S 23,52 g/100g = = 0,73 mol/100g 32 g/mol 32 g/mol
% O 47,07 g/100g = = 2,94 mol/100g 16 g/mol 16 g/mol
Analisi quantitativaAnalisi quantitativa
Determinazione MMDeterminazione MM
Massa Molecolare determinatasperimentalmente: 136 g/mol
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La nomenclatura chimicaLa nomenclatura chimicaI composti possono essere indicati con nomi
comuni oppure con nomi sistematiciAlcuni composti sono fatti da cationi ed anioni
(ionici), altri non si separano in cariche elettriche (covalenti)
Nomenclatura dei composti ionici. – anione - catione. (cloruro di sodio, carbonato di calcio)
Nomenclatura di composti molecolari. • come se il composto fosse ionico. • Un composto binario:
– cloruro d'idrogeno HCI– solfuro d'idrogeno H2S
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Composti ioniciComposti ionici
Unità formula e peso formula. Un composto ionico è rappresentato da una formula chimica che indica il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto.
• Nel cloruro di sodio: NaCl.
• Nel carbonato di sodio: Na2CO3
• Nel solfato d'ammonio (NH4)2SO4.
• Un'unità formula è un gruppo di ioni che coincide con la formula del composto.
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• Le soluzioni sono miscele omogenee di una sostanza, il soluto, in un'altra, il solvente (relativamente abbondante)
• I chimici fanno avvenire la maggiore parte delle loro reazioni in soluzione perché in questo modo i reagenti sono mobili e possono entrare in contatto e reagire
Soluzionimiscele omogenee di più composti
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Solvente: Componente predominanteSolvente: Componente predominante
Soluti: Componenti presenti in quantità minori Soluti: Componenti presenti in quantità minori
SolventeSolvente
Soluto BSoluto B
Soluto CSoluto C
Soluto ASoluto A
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Misura della concentrazione
Quando effettuiamo calcoli stechiometrici riguardanti reazioni che avvengono in soluzione, dobbiamo conoscere quante moli di un soluto sono presenti in un dato volume.
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Percento in peso
Dire che una soluzione acquosa di NaCl è al 2% in peso significache in 100 g della soluzione ci sono 2 g di NaCl (e 98 di acqua).
NaCl al 2% (p/p)
2 g NaCl2 g NaCl++
98 g H98 g H22OO
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0,9 g NaCl0,9 g NaCl++
99,1 g H99,1 g H22OO
Percento in peso
La soluzione fisiologica di NaCl ha una concentrazione dello 0.9% in peso.Questo significa che in 1 kg di soluzione sono contenuti 9 g di NaCl.
NaCl allo 0.9% (p/p)NaCl allo 0.9% (p/p)
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In 1 kg di una soluzione acquosa di saccarosio al 10% sono contenuti100 g di saccarosio.
Saccarosio al 10% (p/p)Saccarosio al 10% (p/p)
10 g saccarosio10 g saccarosio++
90 g H90 g H22OO
Percento in pesoPercento in peso
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Frazione molarePer una soluzione costituita di Per una soluzione costituita di nnaa moli di A, moli di A, nnbb moli moli
di B, di B, nncc moli di C, moli di C, ……, , nnzz moli di Z, si definisce moli di Z, si definisce
frazione molare di un componente il rapporto fra il frazione molare di un componente il rapporto fra il numero di moli di quel componente ed il numero numero di moli di quel componente ed il numero totale di moli presenti nella miscelatotale di moli presenti nella miscela
Frazione molare di A =Frazione molare di A = x xaa = = nnaa
nnaa + n + nbb + n + ncc + ,,, + n + ,,, + nzz
La somma delle frazioni molari è uguale a 1
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Frazione molare(esempio)(esempio)
Una soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanoloUna soluzione è costituita da 36 g di acqua e 64 g di metanolo
a) 36 g di acqua (PM 18) corrispondono a 2 moli2 moli di acqua
b) 64 g di metanolometanolo (PM 32) corrispondono a 2 moli2 moli dell’alcole
La frazione molare dell’acqua si calcola come segue:
xx ==22
22 + + 22 = 0.5= 0.5
HH22OO
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Frazione molare(esempio)(esempio)
Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosiodissolti in 1800 g di acqua.Una soluzione è costituita da 18 g di glucosio e 18 g di fruttosiodissolti in 1800 g di acqua.
a) 18 g di glucosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli0.1 moli dello zucchero
b) 18 g di fruttosiofruttosio (PM 180) corrispondono a 0.1 moli0.1 moli dello zucchero
b) 1800 g di acquaacqua (PM 18) corrispondono a 100 moli100 moli di acqua
La frazione molare del glucosio si calcola come segue:
xglucosio =0.10.1
0.1 + 0.1 + 0.10.1 + + 100100= 0.000998= 0.000998
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Molarità
M = N. moli di soluto
Volume di soluzione
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Dire che una soluzione di glucosio è 1M significa chein un litro di soluzione è dissolta una mole di glucosio.
Glucosio C6H12O6
PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 =
180.1272
In 1 litro di soluzione sono disciolti 180,1272 g di glucosio
1 litro1 litro
GlucosioGlucosio180.1272 g180.1272 g
Molarità
Soluzione 1M Soluzione 1M di glucosiodi glucosio
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Normalità
N = N. equivalenti di soluto
Volume di soluzione
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HCl + NaOH NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3H2O
Nella reazione con idrossido di sodioNella reazione con idrossido di sodio·1 mole di H1 mole di H22SOSO4 4 è equivalente a 2 moli di HClè equivalente a 2 moli di HCl
·1 mole di H1 mole di H33POPO4 4 è equivalente a 3 moli di HClè equivalente a 3 moli di HCl
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HCl + NaOH NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3H2O
1 mole di H1 mole di H22SOSO4 4 contiene contiene
2 equivalenti dell’acido2 equivalenti dell’acido
1 mole di H1 mole di H33POPO4 4 contienecontiene
3 equivalenti dell’acido3 equivalenti dell’acido
![Page 28: Massa atomica relativa La massa di un atomo è troppo piccola rispetto allunità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo.](https://reader038.fdocument.pub/reader038/viewer/2022103113/5542eb66497959361e8d1713/html5/thumbnails/28.jpg)
HCl + NaOH NaCl + H2O
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O
H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3H2O
HH22SOSO44 PM = 98 PM = 98
PE = 49PE = 49
HH33POPO44 PM = 98 PM = 98
PE = 32,66PE = 32,66
HCl HCl PM = PE = 36.5 PM = PE = 36.5
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Dire che una soluzione di acido solforico è 1N significa chein un litro di soluzione è dissolto un equivalente dell’acido.
Acido solforico H2SO4
PM H2SO4 : 2 x 1.008 + 1 x 32,064 + 4 x 15,994 =
98.056
In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti 49.028 g di acido solforico.49.028 g di acido solforico.In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti In 1 litro di soluzione 1 N sono disciolti 49.028 g di acido solforico.49.028 g di acido solforico.
Essendo per H2SO4 : PE = 1/2 PM ….
1 litro1 litro
49.028 g
HH22SOSO44
Soluzione 1 N (Soluzione 1 N ( 0.5 M) 0.5 M)
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Molalità
m = N. moli di soluto
Massa di solvente*
* espressa in chilogrammi
Solo solvente, senza soluto
![Page 31: Massa atomica relativa La massa di un atomo è troppo piccola rispetto allunità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo.](https://reader038.fdocument.pub/reader038/viewer/2022103113/5542eb66497959361e8d1713/html5/thumbnails/31.jpg)
Dire che una soluzione acquosa di glucosio è 1 molale1 molale significa che in 1 kg di acqua è dissolta una molein 1 kg di acqua è dissolta una mole di glucosio.
Glucosio C6H12O6
PM glucosio : 6 x 12.0112 + 12 x 1.008 + 6 x 15,994 =
180.1272
Per preparare una soluzione acquosa 1 m di glucosio1 mole (180,1272 g) di glucosio viene dissolta con 1 kg di acqua
![Page 32: Massa atomica relativa La massa di un atomo è troppo piccola rispetto allunità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo.](https://reader038.fdocument.pub/reader038/viewer/2022103113/5542eb66497959361e8d1713/html5/thumbnails/32.jpg)
Importanza del numero delle molecole
• La frazione molare – rapporto tra il numero di moli di molecole di un certo
tipo e il numero totale di moli di molecole presenti
• la molalità della soluzione – il numero di moli di soluto per chilogrammo di
solvente
• la parte per milione (ppm)– il numero di particelle di soluto presenti in 1 milione
di molecole di soluzione
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Percento in peso e densità
• L’acido solforico (H2SO4) concentrato è al 87.7 % p/p, la sua densità è di 1,800 kg/Litro.
• Quale è la sua concentrazione molare?
• 877 g/kg X 1.8 kg/L = 1578.6 g/L
• 1578.6 g/L / 98 g/mol = 16.1 mol/L
![Page 34: Massa atomica relativa La massa di un atomo è troppo piccola rispetto allunità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo.](https://reader038.fdocument.pub/reader038/viewer/2022103113/5542eb66497959361e8d1713/html5/thumbnails/34.jpg)
Elettroliti e non-elettroliti
Le sostanze che si sciolgono per dare soluzioni di ioni (per esempio cloruro di sodio) e che conducono elettricità sono dette elettroliti.
Invece le sostanze le cui soluzioni non conducono l'elettricità, perché il soluto rimane allo stato molecolare (glucosio ed
etanolo), sono dette non elettroliti.
![Page 35: Massa atomica relativa La massa di un atomo è troppo piccola rispetto allunità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo.](https://reader038.fdocument.pub/reader038/viewer/2022103113/5542eb66497959361e8d1713/html5/thumbnails/35.jpg)
Elettroliti HCl H + Cl -
KCl K + Cl -
H2O H + OH -
HF H + F -
H2S H + HS - S - -
Na2S Na+ S - -
HPO3 H+ PO3 -
H3PO4 H+ H2PO4 - HPO4
- - PO4 - - -
H2SO4 H+ HSO4 - SO4
- -
H2CO3 H+ HCO3 - CO3
- -
CaCO3 Ca + + CO3 - -
K2SO4 K + SO4 - -
KMnO4 K + MnO4 -
Mg(OH)2 Mg + + 2OH -
NaOH Na + OH -
Fe(OH)3 Fe + + + 3OH -
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Saturazione e solubilità
• quando il solvente ha dissolto tutto il soluto possibile ed una parte resta non disciolta la soluzione è detta satura
• una soluzione satura è una soluzione in cui il soluto disciolto è in equilibrio dinamico con quello indisciolto
• Una soluzione satura rappresenta il limite della capacità del soluto a sciogliersi in una data quantità di solvente, è quindi una misura naturale della solubilità del soluto
• dipendono dalla natura del solvente, dalla temperatura e, per i gas, dalla pressione
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Dipendenza della solubilità dal soluto
• Data, ad esempio, la loro notevole solubilità, molti nitrati si ritrovano raramente nei depositi minerali.
• La bassa solubilità di molti fosfati è un vantaggio per lo scheletro degli animali e dell'uomo dato che le ossa sono in gran parte costituite da fosfato di calcio
• gli idrogeno-fosfati sono più solubili dei fosfati
• gli idrogeno-carbonati (bicarbonati, HCO3-) sono più
solubili dei carbonati. L’anidride carbonica si scioglie nell’acqua,
e solubilizza i carbonati,
questi vengono poi rilasciati
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Dipendenza della solubilità dalla natura del solvente
• la dipendenza della solubilità di una sostanza dalla natura chimica del solvente può essere riassunta con la regola che “il simile scioglie il simile”
• un liquido polare come l'acqua è un solvente molto migliore di uno apolare (tipo il benzene) per composti ionici e polari
• liquidi non polari quali benzene e tetracloroetilene (C2Cl4) sono solventi migliori per i composti apolari
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Effetto della temperatura e della pressione sulla solubilità
Tutti i gas hanno solubilità minore all'aumentare della temperatura
la solubilità di un gas in un liquido è proporzionale alla pressione parziale del gas, sono più solubili a pressioni più elevate
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Abbassamento della tensione di vapore
• Legge di Raoult: la tensione di vapore di una soluzione di un soluto non volatile è proporzionale alla frazione molare del solvente nella soluzione
• il soluto occupa una parte della superficie della soluzione, riducendo cosi la velocità con la quale le
molecole lasciano quest'ultima
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Innalzamento del punto di ebollizione
• L'innalzamento del punto di ebollizione è proporzionale alla molalità m della soluzione
• dove kb è la costante ebulloscopica del solvente• Considerare la molalità in termini di ioni, non di formula
per i composti ionici
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Abbassamento del punto di
congelamento • Un soluto diminuisce il punto di congelamento (o di solidificazione)
di una soluzione: abbassamento crioscopico • Quando à presente un soluto, un numero minore di molecole del
solvente è in contatto con la superficie del solido perché‚ alcune delle posizioni che occupavano sono ora occupate dalle particelle del soluto
• La diminuzione del punto di congelamento di una soluzione ideale è proporzionale alla molalità
• dove kf è la costante crioscopica del solvente
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Osmosi
• L'osmosi è il passaggio di un solvente
attraverso una
membrana semipermeabile • La pressione necessaria per arrestare il flusso
del solvente è detta pressione osmotica • Il soluto ha un effetto sulla velocità con cui le
molecole del solvente passano attraverso la membrana da ciascun lato. La velocità è minore dal lato della soluzione perché‚ sebbene lo stesso numero di molecole prema sulla membrana, solo quelle del solvente possono attraversarla
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solvente con soluto
solvente puro
flusso di solvente(osmosi)
membrana semipermeabile(fa passare solo il solvente)
AA BB
Pressione osmoticaPressione osmotica =pressione che occorre esercitare su A per bloccare il flusso osmotico
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OSMOSIOSMOSIOSMOSIOSMOSI
H2OSoluzioneacquosa
PP
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Pressione osmotica
H2OSoluzioneacquosa
= = CC xx R R xx T T = = CC xx R R xx T T
La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre La pressione osmotica equivale alla pressione che occorre esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto esercitare per contrastare il passaggio di solvente dal comparto di destra al comparto di sinistradi destra al comparto di sinistra
Si può sperimentalmenteSi può sperimentalmenteosservare cheosservare che
CC
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Calcolo pressione osmotica
x V = n R T
n R T
V
• Dove n = numero delle particelle in soluzione, espresso in moli.
• Per non elettroliti n = moli
• Per elettroliti bisogna tener conto della dissociazione (Es. per NaCl n=moli x 2)
= ̶̶̶̶