PESO MOLECOLARE Il peso molecolare di una sostanza è la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi nella molecola della sostanza. H2O PA(H)=1,0 u.m.a. PA(O)=16,0 u.m.a. PM(H2O)=2 x 1,0 + 16,0 =18,0 u.m.a. Nel caso di composti ionici si parla di peso formula di quel composto. NaCl PA(Na)=22,99 u.m.a. PA(Cl)=35,45 u.m.a. PF(NaCl)=22,99 + 35,45 =58,44 u.m.a. MOLE Mole:quantità in grammi pari al peso molecolare (atomico) O anche:quantità in grammi di sostanza che contiene un numero di Avogadro di molecole(6.022*1023) Es.:Il peso atomico dell’argento è 107 u.m.a., una mole di atomi di Ag peserà 107 g. massa H = 1,6 x10-24 gr 1 gr= n x 1,6 10-24 Si dovrebbero utilizzare i seguenti termini(invece della mole): Grammoatomo per gli elementi (es. S, Fe, ecc) Grammomolecola per i composti covalenti – molecolari (HCl, H2O, ecc) Grammoformula per i composti ionici (NaCl, KF, ecc) È possibile mettere in relazione la massa in grammi con il peso atomico o molecolare e con il numero di moli: g mol = PA o PM o PF La massa molare di una sostanza è la massa di una mole. Per definizione il carbonio-12 ha massa molare di 12 g. massa atomica degli atomi di carbonio = 12,011 u.m.a 1,0 mol di atomi di carbonio = 6,022×1023 6,022× atomi di carbonio = 12,011 g di carbonio massa molecolare delle molecole O2 = 31, 31,998 u.m.a 1,0 mol di molecole O2 = 6,022×1023 6,022× molecole O2 Le unità di massa molare sono g/mol. = 31,998 g di O2 Calcoli di moli A quante moli corrispondono 10,0 g di C2H5OH? PM(C2H5OH) =12,0 x 2 +16,0 + 6 x 1,01= 46,1 u.m.a. Massa molare = 46,1 g/mol massa(g) numerodi moli (n) = massamolare(g/mol) 10,0 g n= = 0,217 mol 46,1g/mol Quanto pesano 0,0654 moli di ZnI2 ? PM(ZnI2)= 65,39 + 126,90 x 2= 319,2 u.m.a. Massa molare di ZnI2= 319,2 g/mol Peso = 0,0654 mol x 319,2 g/mol= 20,9 g Massa di un atomo Quanto pesa un atomo di cloro? Massa molare di Cl= 35,5 g/mol 1 mole contiene NA=6,022x1023 molecole/mol 35,5 g/mol - 23 massa atomo Cl = = 5,90 × 10 g/atomo 23 6,022× 10 atomi/mol Numero di molecole per una data massa Quante molecole ci sono in 3,46 g di HCl? PM(HCl)= 1,0 + 35,5=36,5 n HCl 3,46 g = = 0,0948mol 36,5 g/mol Numero di molecole = 0,0948 mol x 6,02⋅⋅1023 molecole/mol = = 5,71⋅⋅1022 molecole Quanti atomi di cloro sono contenuti in 100 g di AlCl3 ? ABCD- 6,02× ×1023 1,35× ×1024 4,52× ×1023 3,74× ×10-24 PM(AlCl3)= 26,98 + 35,45 × 3= 133,33 100 g = 0,7500mol Moli (AlCl3)= 133,33g/mol Molecole(AlCl3 ) = 0,750mol × 6,022⋅ 1023 molecole/mol = 4,517⋅ 1023 molecole Atomi(Cl)= Molecole(AlCl3 ) × 3 = 4,517⋅1023 × 3 = 1,355⋅1024 Percentuali in peso dalla formula Per un atomo A in una data molecola massa di A nel totale massa % A = × 100 massa totale Esempio Calcolare le percentuali in peso di C, H ed O in CH2O(formaldeide) PA(C)= 12,0 PA(H)= 1,01 PA(O)= 16,0 PM(CH2O)=12,0 + 2 x 1,01 + 16,0 = 30,0 12,0 g massa % C = ×100 = 40,0 % 30,0 g 2 ×1,01 g massa % H = ×100 = 6,73 % 30,0 g 16,0 g massa % O = × 100 = 53,3 % 30,0 g N.B. % O = 100% -40,0% -6,73%= 53,3% 1 mole ⇒ 30,0 g Masse atomiche ed abbondanza isotopica Calcolo della massa atomica media di un elemento note le abbondanze relative (=frazione del numero totale di atomi costituiti da un dato isotopo) degli isotopi costituenti. Cloro: isotopo 35 17 Cl 37 17 Cl massa isotopo 34,96885 36,96590 abbondanza relativa 0,75771 0,24229 34,96885 uma x 0,75771 = 26,49625 uma + 36,96590 uma x 0,24229 = 8,95647 uma _____________ massa atomica media = 35,45272 uma Lo stesso procedimento può essere applicato ad elementi costituiti da tre o più isotopi di cui sono note le abbondanze relative. La somma delle abbondanze relative di tutti gli isotopi di un dato elemento è uno. I pesi atomici di H, P ed O sono rispettivamente 1, 31 e 16 u.m.a. Il peso molecolare espresso in u.m.a. dell’acido ortofosforico è: 1) 48; 2) 96; 3) 82; 4) 66; 5) 98. [ID: 21356] Il peso molecolare del carbonato di calcio è 100 u.m.a. Quanti g pesano 0,07 moli del composto ? a) 0,07 b) 0,007 c) 0,70 d) 70,0 e) 7,0 Il numero di atomi di idrogeno contenuti in una mole di H2O è: A) 2; -23 B) 6,023*10 ; 23 C) 6,023*10 ; 23 D) 18,069*10 ; E) 12,046*1023 Il peso molecolare del saccarosio C12H22O11 è 342 u.m.a.; ciò implica che in 34,2 g di questa sostanza le molecole sono circa: A) 342 B) 3420 C) 34,2 miliardi D) seicentomila miliardi di miliardi E) sessantamila miliardi di miliardi [ID: 21335] Quanti grammi di acqua si ottengono dalla combustione completa di una mole di saccarosio (C11H22O11)nella reazione: saccarosio + ossigeno molecolare → acqua + anidride carbonica (p.at. C = 12 u.m.a., p.at. O = 16 u.m.a., p.at. H = 1 u.m.a.)? a) b) c) d) e) 11 g 12 g 198 g 150 g 66 g [ID: 21334] Indicare la massa di biossido di carbonio che si ottiene da 600 g di C se la reazione è: C + O2 = CO2 (p.at. C = 12, p.at. O = 16 u.m.a) a) 2200 g b) 2000 g c) 1 kg d) 560 g e) 600 g Il peso molecolare dell’acido fosforico è 98 u.m.a. Quanti g pesano 0,05 moli del composto? A) 0,98 B) 0,005 C) 0,49 D) 0,0049 E) 4,9 Se si fanno reagire otto moli di H2 con quattro moli di O2, le moli di acqua che si formano sono al massimo: A) 12 B) 4 C) 8 D) 6 E) 2 Indicare la massa di ossido di calcio (calce viva) che si ottiene da 1 kg di CaCO3, se la reazione é: CaCO3 = CaO + CO2 ( Ca = 40, C = 12, O = 16 u.m.a) A)560 g B) 200 g C) 1 kg D) 56 g E) 2 kg Quanti grammi di CO2 si ottengono dalla combustione completa di una mole di glucosio nella reazione: glucosio + ossigeno molecolare acqua + anidride carbonica (peso molecolare del glucosio C6H12O6: 180 u.m.a.)? A) 264 g B) 1 g C) 12 g D) 150 g E) 6 g Il peso molecolare dell’acqua è 18 u.m.a. Quante moli sono contenute in 2 litri di acqua a 4 gradi centigradi? A) Circa 2 B) Circa 200 C) Circa 22,4 D) Circa 111 E) Circa 18 La reazione del propano C3H8 con ossigeno O2 (combustione) avviene con formazione di CO2 e H2O; per bruciare una mole di propano, le moli di ossigeno necessarie sono: A) 4 B) 5 C) 6 D) 7 E) 8 Soluzioni e Concentrazioni Si definisce fase una porzione di materia fisicamente distinguibile e delimitata che ha proprietà uniformi in ogni sua parte Quando un sistema è costituito da una sola fase si dice che è omogeneo. Un sistema formato da una singola sostanza si dice puro. • Le sostanze pure hanno caratteristiche e composizione costanti. Un sistema formato da due o più sostanze pure è un miscuglio( o miscela). • I miscugli hanno composizione chimica variabile. Una soluzione è un miscuglio di due o più sostanze fisicamente omogeneo(le due sostanze formano un’unica fase). Il componente più abbondante della soluzione si chiama solvente, gli altri si chiamano soluti. In una soluzione la concentrazione è costante in ogni punto della miscela SOLUZIONI(miscele omogenea) Una soluzione è una miscela omogenea di più composti chimici SOLUZIONI GASSOSE: le miscele gassose sono sempre omogenee e quindi formano sempre una soluzione SOLUZIONI LIQUIDE: si possono formare sciogliendo in un liquido, chiamato solvente, gas, solidi o altri liquidi. SOLUZIONI SOLIDE: sono abbastanza comuni: per esempio le leghe metalliche sono una miscela omogenea solida di più metalli. Ottone (Cu-Zn) Bronzo (Cu-Sn) Acciaio (Fe-C) Inox (Fe-Cr-C) Solvente: Componente predominante(componente della soluzione che si presenta nello stesso stato di aggregazione di questa) Soluti: Componenti presenti in quantità minori Soluto B Soluto A Soluto C Solvente CONCENTRAZIONE DI UNA SOLUZIONE Frazione molare: ni Xi = n tot Molalità: ni mi = ; Q = kg di solvente Q Molarità: ni ; V = L di soluzione Mi = V ni=moli di soluto numero di equivalenti di soluto eq Normalità = N = = volume della soluzione (L) L Equivalente(o grammo equivalente) di acido/basi: è dato dal rapporto fra il peso formula della specie ed il numero di protoni che può cedere o accettare Equivalente di elettroliti :è dato dal rapporto tra il pesoformula della specie e il numero totale di cariche dello stesso segno che si hanno nella dissociazione Equivalente di ossidanti/riducenti :è dato dal rapporto fra il pesoformula della specie ed il numero di elettroni da essa messi in giuoco nella reazione redox considerata L’equivalente è una quantità di sostanza in grado di scambiare una mole di elettroni nei processi redox o una mole di H+ (o OH-) nelle reazioni acido-base. Se si considerano soluzioni acquose diluite, i valori numerici di molarità (M) e molalità (m) sono quasi coincidenti. Vediamo inoltre che: Eq = mol * val N = M * val Esempio: metto 98 gr di H2SO4 in 1 litro di soluzione,ottengo: 1) Soluzione 1 M(sto mettendo 1 mole di acido in 1 litro di soluzione) 2) Soluzione 2 N(perché 98 gr di H2SO4 sono 2 grammo equivalenti di acido) Ma cosa rappresenta la “val”? Dipende dal campo di applicazione! Acido – Base Numero di ioni H+ oppure ioni OH- scambiati Es. HCl = 1. H2SO4 = 2. Al(OH)3 = 3. Red-Ox Numero di elettroni scambiati Es. Cu / Cu2+ = 2. MnO4- / Mn2+ = 5. Sali Numero di cariche totali (associate al catione oppure all’anione) Es. NaCl = 1. CaSO4 = 2. Ba3(PO4)2 = 6. Un grammo equivalente di NH4Cl (P.M. = 53,45) è: A) 26,73 g B) 53,45 g C) 13,36 g D) 106,9 g E) 17,8 g Una mole di Al(OH)3 corrisponde a: • A) tre grammoequivalenti • B) un grammoequivalente • C) un terzo di grammoequivalente • D) un sesto di grammoequivalente • E) sei grammoequivalenti Un grammo equivalente di Al(OH)3 è uguale a: A) una mole B) un terzo di mole C) tre moli D) un sesto di mole E) sei moli Calcolare quanti grammi di idrogeno gassoso si formano per reazione di 39 grammi di potassio metallico (peso atomico: 39 u.m.a.) con acqua (reagente in eccesso), dopo aver bilanciato la seguente reazione: K + H2O → KOH + H2 A)1,0 B)0,5 C)2,0 D)4,5 E)3,0 La normalità di una soluzione di Ca(OH)2 0,5 M è: A) 0,5 N B) 5 N C) 1 N D) 30,0 N E) 0,25 N ID: 21354] Un grammo equivalente di Fe(OH)3 e' uguale a: a) una mole b) un terzo di mole c) tre moli d) un sesto di mole e) sei moli Per preparare una soluzione 0,5 M di K2CrO4 bisogna porre 0,5 moli di K2CrO4 in un pallone tarato di un litro e quindi aggiungere acqua fino al volume di un litro. Quale è la molarità di una soluzione ottenuta sciogliendo 0,38 g di NaNO3 (P.m =85) fino ad un volume di 50 ml? mol NaNO3 molarità = 0,38 g = = 4,47 × 10 -3 mol NaNO3 85,0 g/mol 4,47 × 10 -3 mol NaNO3 -3 50 × 10 L = 0,089 mol/L DILUIZIONE Si incontra spesso il problema di dover preparare una soluzione diluita a concentrazione data partendo da una soluzione più concentrata. Es: soluzione di K2CrO4 Nella diluizione varia solo il volume del solvente, mentre le moli del soluto rimangono invariate. Possiamo ricavare le moli del soluto da: Molarità (M) = moli soluto litri soluzione ⇒ moli soluto = Molarità × litri soluzione Mi= molarità iniziale Mf= molarità finale iniziale Vf= volume finale Vi= volume Poiché anche diluendo le moli di soluto rimangono costanti si ha: Moli iniziali = Moli finali M i × Vi = M f × Vf Esempio Si abbia una soluzione 0,8 M di NaCl. Quanti ml di tale soluzione devono essere usati per diluizione per preparare 100 ml di soluzione 0,2 M? Mi= 0,8 M Vi = incognita Mf= 0,2 M Vf = 100 ml M i × Vi = M f × Vf M f × Vf 0,2 M × 100 ml Vi = = = 25 ml Mi 0,8 M