Categoria: Chimica Generale e Inorganica

PRINCIPIO DI AVOGADRO

Il principio di Avogadro afferma che volumi uguali di gas, nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole. Questo principio si applica a qualsiasi tipo di molecola gassosa.

A pressione e temperatura costanti:

n = kV

  • n = numero di moli di gas
  • V = volume occupato dalle molecole gassose.
  • k = costante di proporzionalità

Si consideri la seguente reazione:

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Secondo il principio di Avogadro se tutte le specie chimiche coinvolte nella reazione sono misurate nelle medesime condizioni di pressione e temperatura allora si può osservare:

Specie chimican° moliVolumi
H2(g)22
O2(g)11
H2O(g)22

Tabella 1 – Proporzionalità tra il numero di moli e volumi di gas coinvolti nella reazione. I valori riportati sono arbitrari.

CONCETTI CHIAVE:

  • Secondo il principio di Avogadro, a parità di pressione e temperatura, volumi uguali di gas contengono lo stesso numero di molecole.
  • Il principio di Avogadro si estende a tutte le specie gassose.
  • Il principio di Avogadro è uno dei capisaldi per la formulazione dell’equazione di stato dei gas ideali.

ESERCIZIO SVOLTO:

Data la seguente reazione:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Sapendo che l’Idrogeno gassoso occupa un volume di 67,2 L, determinare il volume occupato da azoto e ammoniaca.

Dalla stechiometria della reazione per 1 mole di N2 reagiscono 3 moli di H2 per ottenere 2 moli di NH3.

Secondo il principio di Avogadro:

Specie chimican° moliVolumi
N2(g)11
H2(g)33
NH3(g)22

Il volume occupato da N2(g) è pertanto 1/3 rispetto a quello occupato da H2(g)

Il volume occupato da NH3(g) è pertanto 2/3 rispetto a quello occupato da H2(g)

Volume N2(g) = 22,4 L

Volume NH3(g) = 44,8 L

L’EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI

L’equazione di stato dei gas ideali o perfetti mette in relazione le grandezze fisiche di pressone, volume, temperatura, numero di moli.

Il suo enunciato è il seguente:

PV = nRT

  • P = pressione
  • V = volume
  • n = numero di moli
  • R = costante universale dei gas ideali
  • T = temperatura

La costante universale dei gas può assumere valore di 8,314 J/(K·mol) o 0,0821 (L·atm)/(mol·K).

Con R = 8,314 J/(K·mol):

  • La pressione è espressa in Pa
  • Il volume è espresso in m3
  • La temperatura in K

Con R = 0,0821 (L·atm)/(mol·K):

  • La pressione è espressa in atm
  • Il volume è espresso in L
  • La temperatura in K

FORMULAZIONE DELL’EQUAZIONE DI STATO DEI GAS IDEALI

L’equazione di stato dei gas ideali è stata formulata combinando i seguenti enunciati:

Per il principio di Avogadro il volume è proporzionale al numero di moli (T e P costante).

Per la legge di Boyle il volume è proporzionale a 1/P (n e T costante).

Per la legge di Charles il volume è proporzionale alla temperatura (n e P costante).

Per la legge di Gay-Lussac la pressione è proporzionale alla temperatura (n e V costante).

Combinando le quattro equazioni è possibile ricavare:

V \;proporzionale\; a\; \frac{nT}{P}

Il fattore di proporzionalità è la costante universale dei gas R.

V = \frac{nRT}{P}


Da questa espressione è possibile arrivare all’equazione di stato dei gas ideali:

PV = nRT

CONCETTI CHIAVE:

  • L’equazione di stato dei gas ideali può essere scritta come PV = nRT.
  • R è la costante universale dei gas ideali.
  • R può assumere valore di 8,314 J/(K·mol) o 0,0821 (L·atm)/(mol·K).

PRINCIPIO DI LE CHATELIER

Il principio di Le Chatelier afferma che se un sistema all’equilibrio è soggetto a una perturbazione, esso reagisce in modo da minimizzare l’effetto di tale perturbazione.

Le perturbazioni a cui un sistema è soggetto sono:

  • Aggiunta o allontanamento di un reagente o un prodotto di reazione.
  • Variazione del volume o pressione.
  • Variazione della temperatura.

Aggiunta o allontanamento di un reagente o un prodotto di reazione

Si prenda in considerazione la reazione utilizzata industrialmente per la produzione di ammoniaca:

N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g)

Al raggiungimento dell’equilibrio, le concentrazioni di reagenti e prodotti sono tali da rispettare il valore della costante d’equilibrio Kc.

\boldsymbol{ K_{c}=\frac{[NH_{3}]^{2}}{[N_{2}][H_{2}]^{3}}}

Se dall’esterno viene addizionato azoto gassoso, si ha un aumento delle concentrazioni dei reagenti al denominatore, e il valore della costante d’equilibrio non è più rispettato. Il quoziente di reazione Q diventa minore di Kc. Per rispristinare l’equilibrio, il sistema si oppone alla perturbazione convertendo un’ulteriore aliquota di reagenti in prodotti fino a che le loro concentrazioni sono di nuovo coerenti con il valore di Kc. In questo modo viene favorita la reazione diretta.

L’aumento della concentrazione dei reagenti favorisce la formazione dei prodotti.

Se dall’esterno viene addizionata invece ammoniaca gassosa, si assiste a un aumento della concentrazione dei prodotti al numeratore e il valore del quoziente di reazione Q diventa maggiore di Kc. Per rispristinare l’equilibrio, il sistema si oppone alla perturbazione convertendo un’ulteriore aliquota di prodotti nei reagenti, fino a a che le loro concentrazioni sono di nuovo coerenti con il valore di Kc. In questo modo viene favorita la reazione inversa.

L’aumento della concentrazione dei prodotti favorisce la formazione dei reagenti.

Se l’ammoniaca viene allontanata dal sistema, si ha una quantità di prodotto in difetto che il sistema cerca di ripristinare. Infatti, con la diminuzione della concentrazione al numeratore, il valore alla costante d’equilibrio non è più rispettato e Q<Kc. Il sistema si oppone alla perturbazione favorendo la reazione diretta per convertire un’ulteriore aliquota di reagenti nei prodotti desiderati, fino a che le loro concentrazioni sono di nuovo coerenti con il valore di Kc.

La diminuzione della concentrazione dei prodotti favorisce la formazione dei prodotti.

Se dall’ambiente di reazione andassimo ad allontanare uno dei reagenti, il sistema cercherà di ripristinare l’equilibrio aumentando la concentrazione dei reagenti. L’unico modo è quello di favorire la reazione inversa e aumentare la concentrazione dei reagenti fino a ottenere concentrazioni che siano nuovamente solidali con Kc.

La diminuzione della concentrazione dei reagenti favorisce la formazione dei reagenti.

Variazione del volume o della pressione

Si consideri la seguente reazione all’equilibrio in fase gassosa:

2P2(g) ⇄ P4(g)

La reazione avviene con una diminuzione del numero di moli, con due moli di reagente che vengono convertite in una mole di prodotto.

S’immagini ora di ridurre il volume del sistema (Figura 1). Secondo la legge di Boyle, a una diminuzione del volume corrisponde un aumento della pressione.

Figura 1 – Contenitori in cui sono presenti molecole di reagente e di prodotto. Nel secondo contenitore il volume è stato ridotto.

Il sistema tende a opporsi a questa perturbazione cercando di ridurre la pressione totale. L’unico modo per raggiungere tale scopo è quello di ridurre il numero di molecole gassose. Dalla stechiometria della reazione, questo è possibile solo favorendo la reazione diretta che porta a una riduzione del numero di moli.

Un aumento della pressione favorisce la reazione che porta a una diminuzione del numero di moli.

Un aumento del volume corrisponde invece a una diminuzione della pressione. In questo caso il sistema reagisce aumentando il numero di molecole gassose in modo da ripristinare la pressione iniziale. Questo è possibile solo favorendo la reazione inversa che porta a un aumento del numero di moli.

Una diminuzione della pressione favorisce la reazione che porta a un aumento del numero di moli.

Per una reazione:

H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g)

Non si denota una variazione del numero di moli. Per questa tipologia di reazioni, un cambiamento della pressione non ha alcun effetto sull’equilibrio.

Variazione della temperatura

Si consideri la seguente reazione esotermica:

2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g)

ΔH= -197,8 KJ/mol

Dal momento che la reazione libera energia, questa può essere considerata come un prodotto della reazione stessa. É possibile riscrivere la reazione nel seguente modo:

2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g) + energia

Se dall’esterno viene innalzata la temperatura, il sistema reagisce in modo da ripristinare la temperatura iniziale. Per raggiungere tale scopo è necessario ridurre la quantità di calore (energia) liberato nel corso della reazione. L’unico modo è quello di favorire la reazione inversa che invece assorbe calore, con un aumento nella concentrazione dei reagenti e diminuzione in quella dei prodotti. (Da ricordare, se la reazione diretta è esotermica quella inversa è endotermica e viceversa).

Il nuovo equilibrio è caratterizzato da un nuovo valore di costante d’equilibrio inferiore rispetto al precedente.

Se invece dall’esterno viene abbassata la temperatura, il sistema reagisce favorendo la reazione diretta che porta a un rilascio di calore. Questo porta un aumento nella concentrazione dei prodotti e una diminuzione in quella dei reagenti.

Il nuovo equilibrio è caratterizzato da un nuovo valore costante di equilibrio maggiore rispetto al precedente.

  • Un incremento della temperatura favorisce la reazione nella direzione che produce un assorbimento di calore (variazione endotermica).
  • Una diminuzione della temperatura sposta la reazione nella direzione che produce un rilascio di calore (variazione esotermica).

CONCETTI CHIAVE:

  • L’aggiunta o l’allontanamento di un reagente o di un prodotto all’equilibrio, porta il sistema a reagire in modo da mantenere le concentrazioni di reagenti e prodotti solidali con il valore di Kc.
  • Per reazioni in fase gassosa la variazione della pressione all’equilibrio, porta il sistema a reagire in modo da mantenere le pressioni parziali di reagenti e prodotti solidali con il valore di Kp.
  • Una variazione di temperatura all’equilibrio, porta a un nuovo equilibrio, con un nuovo valore di costante d’equilibrio.
  • La costante d’equilibrio dipende solo dalla temperatura.

REAZIONI ENDOTERMICHE ED ESOTERMICHE

Le reazioni chimiche sono accompagnate da un assorbimento di calore da parte del sistema o da un rilascio di calore dal sistema verso l’ambiente esterno. A seconda della direzione in cui avviene il flusso di calore, le reazione chimiche possono essere classificate come:

  • Endotermiche quando avviene un assorbimento di calore da parte del sistema.
  • Esotermiche quando avviene un rilascio di calore da parte del sistema.

REAZIONI ENDOTERMICHE

Quando a seguito di una reazione chimica si assiste a un trasferimento di calore dall’ambiente esterno verso il sistema, l’entalpia di quest’ultimo aumenta.

Reazioni chimiche in cui si assiste a un assorbimento di calore da parte del sistema si definiscono ENDOTERMICHE (Figura 1).

Figura 1 – Schematizzazione di un processo endotermico

Nelle reazioni endotermiche, il calore può essere considerato come parte integrante della reazione stessa. Infatti, senza il contributo del calore proveniente dall’ambiente esterno, la reazione non procederebbe.

Per tale ragione il calore Q può essere considerato come un reagente che prende parte alla reazione.

CH4 + H2O + Q ⇄ CO + 3H2

ΔH = +206 KJ/mol

REAZIONI ESOTERMICHE

Quando a seguito di una reazione chimica il calore viene liberato dal sistema, l’entalpia di questo diminuisce. L’allontanamento di calore dal sistema comporta una diminuzione della sua temperatura.

Reazioni chimiche associate a un rilascio di calore da parte del sistema a favore dell’ambiente esterno si definiscono ESOTERMICHE (Figura 2).

Figura 2 – Schematizzazione di un processo esotermico

Nelle reazioni esotermiche, il calore può essere considerato come un prodotto della reazione stessa.

CO + H2O ⇄ CO2 + H2 + Q

ΔH = -41 KJ/mol

PERCHÉ ALCUNE REAZIONI SONO ENDOTERMICHE E ALTRE ESOTERMICHE?

Quando avviene una reazione chimica si ha una rottura dei legami nelle molecole dei reagenti e la formazione di nuovi legami per la formazione dei prodotti.

  • La rottura di legami chimici è un processo che assorbe calore.
  • La formazione di legami chimici è un processo che libera calore.

ΔH della reazione = (energia dei legami che si sono rotti) – (energia dei legami che si sono formati)

  1. Se i legami che si sono formati nei prodotti sono più forti di quelli che si sono rotti nei reagenti ΔH<0 e la reazione è esotermica.
  2. Se i legami che si sono formati nei prodotti sono più deboli di quelli che si sono rotti nei reagenti ΔH>0 e la reazione è endotermica.

DIAGRAMMI DI ENERGIA

In una reazione endotermica vi è un assorbimento di calore da parte del sistema utile per fare avvenire la reazione. Per il principio di conservazione dell’energia, al termine della reazione i prodotti hanno un’entalpia superiore ai reagenti.

In una reazione esotermica si assiste a un rilascio di calore nel corso della reazione. Pertanto l’entalpia dei prodotti, al termine della reazione, è inferiore rispetto a quella dei reagenti (Figura 3).

Figura 3 – Diagramma energetico per reazioni endotermiche (sinistra) ed esotermiche (destra).

CONCETTI CHIAVE:

  • Una reazione endotermica richiede un assorbimento di calore da parte del sistema.
  • Una reazione esotermica è accompagnata dal rilascio di calore da parte del sistema.
  • In una reazione endotermica i legami nei prodotti sono meno stabili rispetto a quelli dei reagenti.
  • In una reazione esotermica i legami nei prodotti sono più stabili rispetto a quelli dei reagenti.

PROCESSI ENDOTERMICI ED ESOTERMICI

I processi chimico-fisici sono caratterizzati da un trasferimento di calore che può avvenire dal sistema verso l’ambiente esterno o dall’ambiente esterno verso il sistema. A seconda della direzione in cui avviene il flusso di calore, i processi possono essere suddivisi in:

  • Endotermici
  • Esotermici

PROCESSI ENDOTERMICI

Quando il calore viene trasferito dall’ambiente esterno verso il sistema, l’entalpia di quest’ultimo aumenta. Il trasferimento di calore verso il sistema comporta un aumento della sua temperatura.

Processi in cui è associato un trasferimento di calore dall’ambiente esterno verso il sistema si definiscono ENDOTERMICI (Figura 1).

Figura 1 – Schematizzazione di un processo endotermico

Esempi di processi endotermici sono:

  • La fusione
  • L’evaporazione
  • L’ebollizione
  • La sublimazione

PROCESSI ESOTERMICI

Quando il calore viene trasferito dal sistema verso l’ambiente esterno, l’entalpia del sistema diminuisce. L’allontanamento di calore dal sistema comporta una diminuzione della sua temperatura.

Processi in cui è associato un trasferimento di calore dal sistema verso l’ambiente esterno si definiscono ESOTERMICI (Figura 2).

Figura 2 – Schematizzazione di un processo esotermico

Esempi di processi esotermici sono:

  • La condensazione
  • La liquefazione
  • La cristallizzazione
  • Il brinamento

CONCETTI CHIAVE:

  • In un processo endotermico il flusso di calore va dall’ambiente esterno verso il sistema.
  • In un processo endotermico si ha un incremento della temperatura del sistema.
  • In un processo esotermico il flusso di calore va dal sistema verso l’ambiente esterno.
  • In un processo esotermico si ha una diminuzione della temperatura del sistema.

GAS IDEALI

I gas rappresentano lo stato della materia in cui le forze di coesione interatomiche e intermolecolari sono trascurabili comparate a quelle dei solidi o dei liquidi. Questo permette alle molecole del gas di occupare tutto il volume del recipiente che le contiene e di muoversi liberamente. Le uniche interazioni presenti sono legate agli urti che le molecole subiscono quando incontrano nel loro tragitto un’altra molecola o le pareti del recipiente che le contiene.

Un gas ideale o perfetto deve rispettare alcune caratteristiche:

  1. Le molecole di gas sono da considerarsi puntiformi e pertanto prive di volume. Le loro dimensioni sono trascurabili se comparate alla distanza presente tra due molecole.
  2. Le molecole di gas sono in costante e disordinato movimento. Nel moto esse urtano contro altre particelle e contro le pareti del recipiente che le contiene.
  3. Tra le molecole non vi è alcuna forza d’interazione attrattiva o repulsiva.
  4. Gli urti tra due molecole o tra una molecola e la parete del contenitore sono privi di attrito ovvero completamente elastici. Non si ha perdita di energia in seguito all’urto.

Il comportamento di un gas ideale segue solo leggi di tipo fisico che sono uguali per tutte le specie gassose. Una mole di CO2(g) risponde alle stesse leggi di una mole di N2(g).

I gas ideali rispondono all’equazione dei gas ideali o perfetti:

PV = nRT

  • P è la pressione che può essere espressa in Pa o atm.
  • V è il volume che può essere espresso in m3 o L.
  • n è il numero di moli di gas.
  • R è la costante universale dei gas che può assumere valore di 8,314 [J/(mol·K)] o 0,0821 [(L·atm)/(mol·K)].
  • T è la temperatura espressa in gradi Kelvin.

La scelta dell’unità di misura con cui esprimere la pressione e il volume deve essere coerente con il valore della costante universale dei gas R.

CONCETTI CHIAVE:

  • Un gas ideale o perfetto è costituito da particelle puntiformi in costante e disordinato moto. Tra le particelle non vi è alcuna forza d’interazione e gli urti tra le particelle sono privi di attrito.
  • Il comportamento di un gas ideale può essere descritto dall’equazione dei gas ideali PV=nRT.
  • Le leggi a cui rispondono i gas ideali valgono per tutte le specie gassose.

ESERCIZIO SVOLTO

Qual è la pressione esercitata da 40 g di N2 in un contenitore di 25 litri alla temperatura di 20°C?

Per ricavare la pressione occorre fare ricorso all’equazione dei gas ideali PV = nRT.

La pressione è uguale a:

\mathbf{P =\frac{nRT}{V}}

Prima di tutto occorre convertire i gradi Celsius in gradi Kelvin, ricordando la relazione K = °C + 273,15.

20°C = 293,15K

Il dato mancante è il numero di moli del gas ricavabile conoscendo i grammi e la massa molare di N2.

\mathbf{n\; moli =\frac{40\;g}{28\; g/mol}= 1,43\;moli}

A questo punto è possibile calcolare la pressione:

\mathbf{P =\frac{1,43\;mol\;\times\; 0,0821\;\frac{L\times atm}{mol\times K}\;\times\; 293,15\;K}{25\;L}=1,37\;atm}

LA FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI

Gli acidi e le basi possono essere classificati in forti e deboli a seconda della loro capacità di ionizzarsi in acqua.

  • Gli acidi e le basi forti si ionizzano completamente in acqua.
  • Gli acidi e le basi deboli si ionizzano solo parzialmente in acqua.

ACIDI FORTI E ACIDI DEBOLI

Si consideri la reazione di dissociazione dell’Acido Cloridrico in acqua:

HCl(aq) + H2O(l) → Cl–(aq) + H3O+(aq)

HCl è un esempio di acido forte in quanto, dopo essere stato sciolto in acqua, si dissocia completamente. Questa reazione è stata scritta con una singola freccia in quanto considerata quantitativa, con l’Acido Cloridrico che reagisce completamente.

Gli altri acidi forti sono l’Acido Bromidrico (HBr), l’Acido Iodidrico (HI), l’Acido Solforico (H2SO4) per la prima dissociazione, l’Acido Nitrico (HNO3), e l’Acido Perclorico (HClO4).

Tutti gli altri sono acidi deboli.

L’acido acetico (CH3COOH) è invece un esempio di acido debole, ovvero di un acido che una volta posto in acqua si dissocia solo parzialmente. Al raggiungimento dell’equilibrio, rimane ancora dell’Acido Acetico non reagito.

CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇄ CH3COO–(aq)+ H3O+(aq)

Questa reazione, essendo all’equilibrio, è stata scritta con il simbolo della doppia freccia.

Per valutare la forza di un acido si utilizza una costante di equilibrio chiamata costante di dissociazione acida (Ka).

BASI FORTI E BASI DEBOLI

Le basi forti, una volta disciolte in acqua, si ionizzano completamente. Le basi forti sono gli idrossidi dei metalli alcalini e dei metalli alcalino terrosi (Gruppo IA e IIA della Tavola Periodica) come NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2.

Si consideri la reazione di dissociazione dell’Idrossido di Sodio (NaOH) in acqua:

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)

Analogamente a quanto riportato sopra, questa reazione, essendo quantitativa, è stata scritta con una singola freccia.

L’Ammoniaca (NH3) rappresenta invece un esempio di base debole, dal momento che ionizza solo parzialmente una volta disciolta in acqua.

NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH–(aq)

Al termine della reazione rimane ancora una certa quantità di NH3 non reagito.

Per valutare la forza di una base si utilizza una costante di equilibrio chiamata costante di dissociazione basica (Kb).

Prestare attenzione:

L’idrossido di calcio Ca(OH)2 e l’idrossido di magnesio Mg(OH)2 presentano una bassa solubilità in acqua. Questi idrossidi, sebbene rientrino nella categoria delle basi forti, sono di difficile impiego in laboratorio.

CONCETTI CHIAVE:

  • Un acido forte si dissocia completamente in acqua, una acido debole solo parzialmente.
  • Una base forte ionizza completamente in acqua, una base debole solo parzialmente.
  • Gli acidi forti sono HCl, HBr, HI, H2SO4, HClO4, HNO3.
  • Le basi forti sono gli idrossidi dei metalli alcalini e alcalino terrosi (Gruppo IA e IIA).

LA MASSA MOLARE

La massa molare (M) esprime la massa di una mole di particelle. La sua unità di misura è g/mol.

Una mole di particelle contiene 6,022×1023 particelle conosciuto anche come Numero di Avogadro. Il concetto di mole può essere esteso ad atomi, molecole, ioni, composti ionici e altro.

Si può dimostrare che esiste una relazione tra massa molare e numero di massa e tra massa molare e massa atomica eelativa:

  • Per un isotopo la massa molare coincide con il numero di massa.
  • Per un elemento chimico, costituito da una miscela di isotopi, la massa molare coincide con la massa atomica relativa o peso atomico.

RELAZIONE TRA MASSA MOLARE E NUMERO DI MASSA

Esercizio svolto n.1

Determinale la massa in grammi di una mole dell’isotopo-16 dell’Ossigeno.

  1. L’isotopo-16 dell’ossigeno è costituito da 8 protoni, 8 neutroni e 8 elettroni.
  2. Il Numero Atomico (Z) è pari a 8, mentre il suo numero di massa è pari a 16.
  3. Per un isotopo il Numero di Massa coincide con la massa atomica in unità di massa atomica (u).
  4. Una mole di 16O contiene 6,022×1023 atomi di 16O.
  5. Massa Atomica = 16 u/atomo x 6,022×1023 atomi = 9,63×1024 u.
  6. Massa 16O = 9,63×1024 u x 1,66×10-24 g/u = 16 g.
  7. La massa molare di 16O è uguale a 16 g/mol.

Esercizio svolto n.2

Determinale la massa in grammi di una mole dell’isotopo-14 dell’Azoto.

  1. L’isotopo-14 dell’azoto è costituito da 7 protoni, 7 neutroni e 7 elettroni.
  2. Il numero atomico (Z) è pari a 7, mentre il suo numero di massa è pari a 14.
  3. Per un isotopo, il numero di massa coincide con la massa atomica in Unità di Massa Atomica (u).
  4. Una mole di 14N contiene 6,022×1023 atomi di 14N.
  5. Massa Atomica = 14 u/atomo x 6,022×1023 atomi = 8,43×1024 u.
  6. Massa 14N = 8,43×1024 u x 1,66×10-24 g/u = 14 g.
  7. La massa molare di 14N è uguale a 14 g/mol.

I risultati ottenuti da questi due esercizi sono stati per l’isotopo-16 dell’Ossigeno 16 g/mol, mentre per l’isotopo-14 dell’Azoto 14 g/mol. É pertanto dimostrata la correlazione tra il Numero di Massa dell’isotopo e la Massa Molare espressa in unità di grammi/mole.

La Massa Molare di un isotopo è pari al suo Numero di Massa espresso in unità di g/mol.

LA MASSA MOLARE DI UN ELEMENTO CHIMICO

Un elemento della tavola periodica è costituito da una serie di isotopi che hanno una diversa abbondanza in natura. L’isotopo-12 del carbonio si trova in una percentuale pari al 98,89%, l’isotopo-13 in percentuale pari all’1,11% mentre l’isotopo-14 è presente solo in piccolissime tracce.

Questo si riflette sul calcolo del peso atomico di un elemento, ottenuto dalla media ponderata dei singoli isotopi che lo costituiscono in accordo con la loro abbondanza in natura. Da tale calcolo è possibile ottenere la massa di un elemento della tavola periodica sotto forma di numero decimale.

Si può dimostrare come la massa molare di un elemento sia numericamente uguale alla suo peso atomico espresso in unità di grammi/mole.

DIMOSTRAZIONE:

Determinare la massa in g/mol di una mole dell’elemento cloro (Cl) sapendo che esso è costituito per 75,77% da 35Cl e per un 24,23% da 37Cl.

Per gli isotopi la massa molare coincide con il numero di massa.

35Cl ha una massa molare di 35 g/mol.

37Cl ha una massa molare di 37 g/mol.

Per determinare la massa molare dell’elemento è necessario fare la media ponderata delle masse molari dei singoli isotopi in accordo con la loro abbondanza relativa.

\mathbf {M=\frac{35\times 75,77\;+\; 37\times 24,23}{100}= 35,45\; g/mol }

Guardando la tavola periodica, si osserva come il valore numerico della Massa Molare coincida con quella del Peso Atomico. Questo è solitamente riportato sotto il simbolo dell’elemento chimico (Figura 1).

Figura 1 – Valore di massa atomica e di massa molare di un elemento nella tavola periodica

CONCETTI CHIAVE:

  • La massa molare esprime la massa in grammi di un numero di Avogadro di particelle.
  • La massa molare di una mole di un isotopo è uguale al suo numero di massa espresso in g/mol.
  • La massa molare di un elemento della tavola periodica è pari numericamente alla sua massa atomica relativa o peso atomico espressa in unità di g/mol.

LA MASSA ATOMICA RELATIVA

L’UNITÀ DI MASSA ATOMICA

La Massa Atomica esprime la somma delle masse delle particelle subatomiche che lo costituiscono. Risulta poco pratico calcolare la Massa Atomica di un elemento nelle unità di misura di grammo o kilogrammo considerando quanto piccola è la massa del protone, del neutrone e dell’elettrone.

  • Massa del protone: 1,673×10−27 kg
  • Massa del neutrone: 1,675×10−27 kg
  • Massa dell’elettrone: 9,109×10−31 kg

La massa dell’elettrone è trascurabile rispetto a quella del protone e del neutrone.

Una nuova unità di misura è stata introdotta, chiamata unità di massa atomica o Dalton. Un’unità di massa atomica (u) o 1 Dalton (Da) corrisponde a 1/12 della massa a riposo dell’isotopo-12 del Carbonio. Il valore corrisponde a:

1 u = 1,66×10−27 kg

Il valore di 1 u approssimabile alla massa di un singolo protone o di un singolo neutrone

Dal momento che il Numero di Massa esprime la somma di protoni e neutroni, e la massa dell’elettrone può essere considerata trascurabile, la massa di un atomo è approssimabile al suo Numero di Massa espresso in Unità di Massa Atomica.

12C ha una massa di 12 u.

1H ha una massa di 1 u.

79Br ha una massa di 79 u.

CALCOLO DELLA MASSA ATOMICA RELATIVA

Per il calcolo della Massa Atomica Relativa di un elemento occorre tenere presente che ciascun elemento è presente sotto forma di una miscela di isotopi che hanno una diversa percentuale in natura.

L’elemento Bromo è costituito da una miscela di due isotopi:

79Br con una Massa Atomica di 79 u presente in natura con un’abbondanza del 50,69%

81Br con una Massa Atomica di 81 u presente in natura con un’abbondanza del 49,31%

Se calcolassimo la media ponderata delle Masse Atomiche dei singoli isotopi in accordo con l’abbondanza relativa di ciascuno, troveremmo la Massa Atomica Relativa o Peso Atomico.

\mathbf{\frac{79\times 50,69\;+\; 81\times 49,31}{100}= 79,99\; u }

Nella Tavola Periodica la Massa Atomica Relativa di un elemento è sempre riportata sotto forma di numero decimale in quanto tiene già conto dell’abbondanza relativa dei diversi isotopi che lo costituiscono (Figura 1).

Figura 1 – Rappresentazione della Massa Atomica Relativa in un elemento della Tavola Periodica

Concetti chiave:

  • L’Unità di Massa Atomica (u) è utilizzata per determinare la Massa Atomica di un atomo.
  • Il valore di una Unità di Massa Atomica è approssimabile a quella di un protone o di un neutrone.
  • La Massa Atomica di un isotopo è data dal suo Numero Atomico.
  • Per il calcolo della Massa Atomica Relativa occorre fare la media ponderata dei singoli isotopi che compongono l’elemento in accordo con la loro abbondanza in natura.

ESERCIZIO SVOLTO:

Dati i seguenti isotopi del Ferro e la loro abbondanza relativa, determinare il peso atomico dell’elemento Ferro.

 54Fe presente in natura con un’abbondanza del 5,82%

 56Fe presente in natura con un’abbondanza del 91,71%

 57Fe presente in natura con un’abbondanza del 2,19%

 58Fe presente in natura con un’abbondanza del 0,28%

Il peso atomico di un elemento è ottenuto calcolando la media ponderata delle masse atomiche dei singoli isotopi in accordo con l’abbondanza relativa di ciascuno.

Pertanto il calcolo è il seguente:

\mathbf{\frac{54\times 5,82\;+\; 56\times 91,71\; + \;57\times 2,19\;+\; 58\times 0,28 }{100}= 55,91\; u }

NUMERO ATOMICO E NUMERO DI MASSA

Gli atomi vengono identificati attraverso due numeri:

  • IL NUMERO ATOMICO (Z)  che indica il numero di protoni;
  • IL NUMERO DI MASSA (A) che indica la somma di protoni e neutroni.

La differenza tra NUMERO DI MASSA e NUMERO ATOMICO (A-Z) dà come risultato il numero di neutroni.

In Figura 1, in una rappresentazione schematica di un elemento chimico, il NUMERO ATOMICO (Z) è riportato in basso a sinistra, mentre il NUMERO DI MASSA (A) è riportato in alto a sinistra.

Figura 1 – Rappresentazione schematica del NUMERO ATOMICO (Z) e NUMERO DI MASSA (A)

Il numero atomico identifica in maniera unica un elemento chimico. Come mostrato in Figura 2, la tavola periodica è rappresentata da tante caselle consecutive, ciascuna contenente un elemento chimico raffigurato con una singola lettera (H, B, C, N, O, F, ecc.) o due lettere (Ca, Mg, Na, Li, Be, Hg, ecc.). La prima lettera è sempre riportata con la lettera maiuscola.

Figura 2 – Rappresentazione del numero atomico (Z) nella tavola periodica

Il numero atomico è sempre associato a UNO E UNO SOLO elemento chimico della tavola periodica. Costituisce l’impronta digitale dell’elemento.

All’Idrogeno è associato sempre e solo il Numero Atomico 1, all’Elio 2, al Litio 3, al Berillio 4, al Boro 5 e così via.

CONCETTI CHIAVE:

  • Il NUMERO DI MASSA (protoni + neutroni) è sempre riportato in alto a sinistra;
  • Il NUMERO ATOMICO (protoni) è sempre riportato in basso a sinistra;
  • Per ottenere il numero di neutroni è sufficiente calcolare la differenza tra NUMERO DI MASSA e NUMERO ATOMICO.
  • A un elemento chimico è sempre associato un solo NUMERO ATOMICO.

ESERCIZIO SVOLTO:

Determinare il numero di protoni, neutroni ed elettroni del seguente atomo:

  • Il numero atomico rappresenta il numero di protoni ed è riportato in basso a sinistra. p+= 6
  • Il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. e–= 6
  • (Numero di massa – Numero atomico)= Numero di neutroni. n = 12-6 = 6