molecole e moli

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Molecole e moli


Teoria atomica di Dalton

Alla fine del ‘700 erano note la legge della conservazione della massa, formulata da Antoine Lavoisier, la legge delle proporzioni definite, formulata da Joseph Louis Proust e la legge delle proporzioni multiple formulata da John Dalton.

In base a tali scoperte lo stesso John Dalton formulò la sua teoria atomica, che espose nel libro A New System of Chemical Philosophy (pubblicato nel 1808).


La materia è costituita da piccolissime particelle indivisibili chiamate atomi

Gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra di loro

Gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento

Le reazioni chimiche sono il risultato dell'unione di atomi diversi



Atomi diversi si possono aggregare per formare i composti

Gli atomi di diversi elementi non possono essere nè creati nè distrutti, ma cambia solo il modo in cui si combinano tra di loro.

In definitiva questa è la definizione di atomo per Dalton:

“Un atomo è la più piccola parte di un elemento che mantiene le caratteristiche fisiche di quell'elemento”



Determinazione della massa atomica secondo Dalton

Dalton determinò la massa atomica relativa prendendo come riferimento la massa dell’atomo di idrogeno, il più leggero degli elementi

massa atomica relativa: numero che esprimeva il rapporto fra la massa dell’atomo di un dato elemento e quella dell’atomo di idrogeno

atomo primario peso atomico Note

idrogeno 1 da acqua, come HO

ossigeno 5,66

azoto 4 da ammoniaca ,come NH

carbonio 4,5 da H2CO3, usando 5,66 per O

acqua 6,66 come HO

ammoniaca 5 come NH

ossido nitrico 13,66 come N2O

zolfo 17 da acido solforoso come SO

acido solforoso 22,66 come SO

acido solforico 28,32 come SO2

acido carbonico 15,8 come CO2

ossido di carbonio 10,2 come CO

prima tabella di pesi atomici, 1803


Legge dei volumi di combinazione

Dalton fece molti errori perché riteneva che l’acqua avesse formula HO e l’ammoniaca NH.

Tra il 1804 e il 1808 il chimico francese Joseph Louis Gay-Lussac formulava la

LEGGE DEI VOLUMI DI COMBINAZIONEQuando due sostanze gassose reagiscono tra loro per formare nuove sostanze, anche esse gassose, i volumi dei gas reagenti e di quelli prodotti stanno tra loro in rapporti espressi da numeri interi e semplici

1 litro di H + 1 litro di Cl → 1 litro di HCl, quindi: 1 atomo di H + 1 atomo di Cl → 1 molecola di HCl


Ipotesi di Berzelius

Berzelius, chimico svedese dell’epoca, concluse allora che volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contenevano lo stesso numero di atomi

Il peso atomico di un dato gas poteva quindi essere determinato confrontando il suo peso con quello di un ugual volume di idrogeno


Il problema della combinazione dei gas

Allora un volume di idrogeno (n atomi) combinandosi con un volume di cloro (n atomi) dovrebbe dare un volume di cloruro di idrogeno (n atomi)

ma nei sui esperimenti Gay Lussac otteneva due volumi di cloruro di idrogeno !

1L H + 1L Cl 2L HCl

Come si risolse il problema?


Il concetto di molecola

Nel 1811 l’italiano Amedeo Avogadro trovò la soluzione introducendo il concetto di molecola :

la particella più piccola di una sostanza capace di un esistenza indipendente


Principio di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole

Volumi uguali di gas hanno lo stesso numero di molecole ma masse diverse !


Gas elementari

Le molecole dei gas elementari sono tutte biatomiche

H2 : IDROGENO (genera acqua), gas incolore, inodore, altamente infiammabile

O2 : OSSIGENO (genera acido), instabile e reattivo, costituisce il 20% dell'atmosfera N2 : AZOTO (privo di vita, dal latino Nitrogenum) incolore, inodore, insapore e inerte che costituisce il 78% dell'atmosfera terrestre

F2 : FLUORO (fluire) velenoso e di colore giallognolo, molto reattivo, altamente pericoloso, causa gravi ustioni a contatto con la pelle

Cl2 : CLORO (verde pallido) verde giallastro, ha un odore soffocante estremamente sgradevole ed è molto velenoso


Massa atomica relativa

Massa atomica relativa di un atomo è il rapporto tra la massa di tale elemento e l’unità di massa atomica

ESEMPIO : la massa molecolare relativa di H2O si calcola sommando la massa atomica relativa dell'idrogeno, moltiplicata per 2 in quanto nella molecola sono presenti 2 atomi, con la massa atomica relativa dell'ossigeno.MMRH2O = MARH x 2 + MARO = 1,01 x 2 + 16,00 = 18,02 u.m.a.


Unità di massa atomica

L’unità di massa atomica definita nel 1961 dall’IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) è

1/12 della massa dell’atomo di carbonio 12

(circa 12 volte l’atomo di H)

Si indica con u oppure dalton oppure uma

1 uma= 1,66 x 10-27 kg


LA MOLE

Il chimico nelle sue attività ha bisogno di operare con quantità definite di materia di cui sia nota la massa

(non si può mettere sulla bilancia una molecola alla volta!)

La mole è una di quantità di sostanza che contiene tante molecole o unità quante sono contenute esattamente in 12 g di carbonio 12

Unità di misura nel Sistema Internazionale: mol


La MOLE

Quant’è una mole di sale (NaCl) di acqua H2O e di ossigeno (O2)?


Stesse moli non significa stesse masse !!!


Massa molare

La massa di una mole di qualunque elemento o molecola è pari alla sua massa atomica o molecolare espressa in grammi e si misura in

g/mol


Numero di moli = massa di un campione/massa molare

Determinazione del numero di moli


Numero di Avogadro

Una mole di qualsiasi sostanza indipendentemente dallo stato fisico contiene sempre

6,022x1023 atomi o molecole o altre entità = NUMERO di AVOGADRO

Il numero di molecole contenuto in una mole di gas è sempre lo stesso ad esempio 2 g di H2, 32 g di O2 o 44 g di CO2


Quanto è grande 1023 ?

Se rovesciate un bicchiere d’acqua sulla costa tirrenica, immaginando un perfetto mescolamento degli oceani, un bicchiere d’acqua raccolto nel mare della Polinesia conterrebbe almeno 100 molecole d’acqua originali.

Se vinceste una mole di euro il giorno della vostra nascita, spendendo un miliardo al secondo per il resto della vostra vita, il giorno del 90° compleanno avreste ancora il 99,999% della somma iniziale.


Volume molare

Una mole di qualunque gas a 0°C e 1 atm di pressione occupa un volume di

22,414 litri


Stechiometria

La stechiometria è caratterizzata dall’applicazione quantitativa delle leggi ponderali che regolano la composizione delle sostanze e ilo loro rapporto di combinazione

I calcoli stechiometrici sono finalizzati a quantificare le sostanze che reagiscono e che si producono nel corso di una reazione chimica

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