stechiometria quarto anno | Appunti di Chimica

Stechiometria

slide 1, 2, 3, 4

stechiometria, analisi di tipo quantitativo delle reazioni chimiche

peso molecolare e atomica (massa molare e atomica)

peso molecolare (PM) → somma dei pesi atomici, somma delle masse atomiche di tutti gli atomi

nella molecola che stiamo considerando. (peso atomico = massa atomica), chiamato anche massa

molare, abbiamo una sfumatura di significato differente.

Pesi atomici (PA)→ dati nella tavola periodica, i numerini con tanti decimali sono i pesi atomici,

presenti all’interno della casella di ogni elemento, chiamato anche massa atomica, massa media

della miscela isotopica dell’elemento.

Unità di misura → unità di massa atomica (u.m.a.), si basa sulla massa di una particella subatomica

nucleare. Protoni e neutroni nel nucleo hanno le stesse dimensioni quindi la stessa massa, il numero

di massa viene calcolata con la somma di neutroni e elettroni. Gli elettroni hanno una massa

inferiore rispetto a protoni e neutroni quindi può essere trascurabile.

Ogni elemento in natura è composto da isotopi, tutti gli atomi che condividono lo stesso numero

atomico (stesso elemento) ma diverso numero di massa (numeri diverso di neutroni). Quando

consideriamo la massa atomica di un elettroni dobbiamo capire la massa media degli isotopi

ponderata su qualsiasi isotopo, perché quando si fanno esperimenti si utilizzano tanti atomi di

idrogeno

carbonio (C)→ numero atomico 6, peso atomico 12,… si capisce che mediamente abbiamo isotopi

con numero di massa 12. 6 protoni e 6 neutroni . L’isotopo più frequente è l’isotopo 12.

media ponderata in base alla frequenza dell’isotopo

prozio→ gli isotopi hanno lo stesso numero di massa del numero atomico

peso molecolare dell’acqua (H2O) → peso atomico dell’idrogeno moltiplicato per due + peso

atomico dell’ossigeno

idrogeno→ 1,0079

ossigeno → 15,999

PA (H)→ 1,0 u.m.a.

PA (O) → 16,0 u.m.a.

PM (H2O) 2x 1,0 + 16,0 = 18,0 u.m.a.

nel caso dei composti ionici si parla di peso formula di quel composto riferendoci ad unità formula

(PF)

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.

C6H12O6 → glucosio, che è protagonista della respirazione cellulare e fotosintesi

quantità di sostanza → come unità di misura ha la mole

Mole → quantità di sostanza in cui ritroviamo un numero fisso di particelle pari al numero di

Avogadro (6,022 x 1023), numero fisso di particelle. Definita come una quantità di sostanza che

contiene tante particelle pari al numero di atomi presenti in 12g di Carbonio-12.

Particelle→ nome generico che può assumere vari significati (ione, molecola)

Se si considera l’idrogeno, che è un elemento, si può considerare costituito da atomi, se raccogliamo

una mole di idrogeno stiamo raccogliendo 6,022 x 1023 atomi di idrogeno.

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Stechiometria slide 1, 2, 3, 4 stechiometria, analisi di tipo quantitativo delle reazioni chimiche peso molecolare e atomica (massa molare e atomica) peso molecolare (PM) → somma dei pesi atomici, somma delle masse atomiche di tutti gli atomi nella molecola che stiamo considerando. (peso atomico = massa atomica), chiamato anche massa molare, abbiamo una sfumatura di significato differente. Pesi atomici (PA)→ dati nella tavola periodica, i numerini con tanti decimali sono i pesi atomici, presenti all’interno della casella di ogni elemento, chiamato anche massa atomica, massa media della miscela isotopica dell’elemento. Unità di misura → unità di massa atomica (u.m.a.), si basa sulla massa di una particella subatomica nucleare. Protoni e neutroni nel nucleo hanno le stesse dimensioni quindi la stessa massa, il numero di massa viene calcolata con la somma di neutroni e elettroni. Gli elettroni hanno una massa inferiore rispetto a protoni e neutroni quindi può essere trascurabile. Ogni elemento in natura è composto da isotopi, tutti gli atomi che condividono lo stesso numero atomico (stesso elemento) ma diverso numero di massa (numeri diverso di neutroni). Quando consideriamo la massa atomica di un elettroni dobbiamo capire la massa media degli isotopi ponderata su qualsiasi isotopo, perché quando si fanno esperimenti si utilizzano tanti atomi di idrogeno carbonio (C)→ numero atomico 6, peso atomico 12,… si capisce che mediamente abbiamo isotopi con numero di massa 12. 6 protoni e 6 neutroni. L’isotopo più frequente è l’isotopo 12. media ponderata in base alla frequenza dell’isotopo prozio→ gli isotopi hanno lo stesso numero di massa del numero atomico peso molecolare dell’acqua (H 2 O) → peso atomico dell’idrogeno moltiplicato per due + peso atomico dell’ossigeno idrogeno→ 1, ossigeno → 15, PA (H)→ 1,0 u.m.a. PA (O) → 16,0 u.m.a. PM (H2O) 2x 1,0 + 16,0 = 18,0 u.m.a. nel caso dei composti ionici si parla di peso formula di quel composto riferendoci ad unità formula (PF) 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. C 6 H 12 O 6 → glucosio, che è protagonista della respirazione cellulare e fotosintesi quantità di sostanza → come unità di misura ha la mole Mole → quantità di sostanza in cui ritroviamo un numero fisso di particelle pari al numero di Avogadro (6,022 x 10^23 ) , numero fisso di particelle. Definita come una quantità di sostanza che contiene tante particelle pari al numero di atomi presenti in 12g di Carbonio- 12. Particelle→ nome generico che può assumere vari significati (ione, molecola) Se si considera l’idrogeno, che è un elemento, si può considerare costituito da atomi, se raccogliamo una mole di idrogeno stiamo raccogliendo 6,022 x 10^23 atomi di idrogeno.

Se raccogliamo una mole di acqua, raccogliamo 6,022 x 10^23 molecole di acqua. All’interno di una mole di acqua quante moli di idrogeno trovo? All’interno di una mole di acqua quante moli di ossigeno trovo? Idrogeno → doppiamente un numero di Avogadro ossigeno → un numero di Avogadro In una mole di acqua trovo una mole di ossigeno e due moli d’idrogeno, doppio numero di Avogadro. Carbonio- 12 è un modo di esprimere l’isotopo 12 del carbonio, il 12 indica il numero di massa, somma dei protoni e neutroni. Per convenzione per esprimere in maniera sintetica l’isotopo del carbonio con numero di massa 12, si scrive carbonio 12. Carbonio (C) → numero atomico 6, peso atomico 12,...(qualcosa) si capisce che mediamente abbiamo isotopi con numero di massa 12. 6 protoni e 6 neutroni. L’isotopo più frequente è l’isotopo

Avogadro dice che se considera una quantità in grammi corrispondente al peso atomico del carbonio e definisce il suo numero che definisce la mole, questo consentirà qualsiasi chimico di sapere immediatamente leggendo i pesi atomici degli elementi a quanti grammi corrisponde la mole di un elemento. Fa in modo che una mole di carbonio corrisponde a 12g, necessità di definire mole perché deve consentire ai chimici dopo di lui di non dover contare gli atomi ma il numero di moli, perché così è percepito a livello macroscopico. Il 12 corrisponde al peso atomico del carbonio, 12 grammi di carbonio contengono 6,022 x 10^23 atomi di carbonio e corrispondono a una mole. La mole consente di ragionare su quantità macroscopiche con una precisione microscopica, tutti gli altri chimici non conteranno atomi e molecole in una reazione chimica, ma ragioneranno sulle moli, molto più veloci a fare gli esperimenti chimici. Se prendiamo la tavola periodica e ci chiediamo la massa in grammi di una mole di idrogeno? 1g. Una mole di ossigeno? 16g. Una mole di azoto→ 14g 3 moli di ossigeno → 48g (16x3) Massa molare è la massa di una mole, corrisponde ai grammi che corrispondono al peso atomico fratto il numero di moli che consideriamo (g/mol). Carbonio-12 →massa molare 12g, se si considera una singola mole di carbonio 1,0 mol di atomi di carbonio = 6,022 x 10^23 atomi di carbonio = 12,011g di carbonio per tutte le sostanze la massa molare in grammi è uguale al peso (o massa) molecolare in u.m.a. peso atomico → stima calcolata dalla miscela isotopica dell’elemento che stiamo considerando peso molecolare → se consideriamo dei composti, uguale alla somma dei pesi atomici espressi in u.m.a. contenuti nel composto. Mole di acqua → 18 g (H2→ 2g + O→ 16g) peso molecolare e massa molecolare hanno due significati diversi, anche se i numeri coincidono

legge delle proporzioni definite, Proust → distinguere il concetto di miscuglio e composto e di soluzione da qualsiasi composto. Terza legge ponderale, Dalton → (legge delle proporzioni multiple) afferma che le masse di un elemento che si combinano con una determinata quantità di un secondo elemento, formando composti diversi, stanno tra loro in rapporti semplici espressi da numeri interi solitamente piccoli. Fa il rapporto tra le masse dell’elemento che è presente in quantità variabile. (rapporto pari a 2) appunti quaderno l’equazione chimica deve verificare le tre leggi ponderali. Bisogna chiedersi se è verificata in particolare la prima legge ponderale, seconda e terza legge ponderale servono per un livello più avanzato. È necessaria per sapere se la reazione è corretta, deve saltare all’occhio se ho una quantità di atomi nei reagenti e nei prodotti. L’equazione ci mostra le sostanze coinvolte ma non le quantità in proporzione di reagenti e prodotti che dovrebbero essere bilanciate e consentirci di trovare la quantità nei reagenti e nei prodotti bisogna bilanciare la reazione chimica, con dei coefficienti numerici per capire quanto una sostanza sia presente rispetto alle altre.  Abbiamo una reazione non bilanciata  Bisogna chiedersi se è verificata la prima legge ponderale, bisogna verificare se la reazione è bilanciata  Bisogna bilanciare → inserire coefficienti numerici (numero che moltiplichiamo per qualcosa), chiamati coefficienti stechiometrici, che analizzano quantitativamente le reazioni, che consentono di eguagliare le quantità di atomi per ogni elemento nei reagenti e nei prodotti  nel momento in cui noi ci chiediamo quanti grammi di un elemento dobbiamo utilizzare per avere una quantità di prodotto, dobbiamo trasformare il numero di massa nelle moli, quando leggiamo una reazione chimica si può leggere in due modi → numero moli/atomi di sostanza si combinano con numero moli/atomi di sostanza per ottenere numero moli/atomi di prodotto  il primo passaggio ci porta a calcolare il numero di moli della sostanza  proporzione (A:B=C:D)  trovare i grammi tramite la formula inversa nella prima situazione la quantità di alluminio nei prodotti era già multipla di quella dei reagenti, nel secondo caso la quantità non è multipla di quella dei prodotti rispetto a quella dei reagenti quindi bisogna ricorrere all’mcm. La mole delle sostanze contiene sempre lo stesso numero di particelle. Dire quattro atomi o quattro moli di una sostanza è la stessa cosa per i bilanciamenti si parte sempre dal metallo, se sono presenti più metalli da quello meno noto e dopo aver bilanciato il metallo si passa al non metallo (dal meno noto al più noto), idrogeno e ossigeno si tengono per ultimi e si parte a bilanciare quello che tra i due compare meno frequentemente nella reazione.

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