Ogni composto è caratterizzato da una formula grezza ben precisa. Dai rapporti di combinazione tra gli atomi, che sono espressi dagli indici numerici, è possibile ricavare le composizioni percentuali.

Esempio: Determina la composizione percentuale dell'ossido di potassio (K2O)

Soluzione:

- Calcoliamo la massa molecolare del composto:

MM K2O : (2 * 39,10)u + 16,00 u = 94,20 u

N.B. Abbiamo moltiplicato la massa atomica del potassio per due, poichè nel composto è contenuto due volte.

- Ricaviamo adesso la composizione percentuale, ovvero valutiamo la percentuale rappresentata dalla massa di ogni elemento rispetto la massa molecolare del composto:

(2 * 39,10) : 94,20 = x : 100

X = %K : (78,20 * 100) / 94,20 = 83,05 %

%O : 100 - 83,05 = 16,95%

N.B. La percentuale dell'ossigeno sarà ovviamente la restante parte.

Esempio: Calcola la massa di azoto contenuta in 70 g di acido nitrico (HNO3)

Soluzione:

- Calcoliamo la massa molecolare del composto:

MM HNO3 : (1,008 + 14,01 + 48) u = 63,02 u

- Ricaviamo adesso la composizione percentuale dell'azoto:

14,01 : 63,02 = x : 100

X = %N : (14,01 * 100) / 63,02 = 22,23%

- Infine calcoliamo la massa corrispondende:

x : 70 = 22,23 : 100

X = gN : (70 * 22,23) / 100 = 15,6 g

Abbiamo precedentemente detto, che ogni composto presenta una formula gressa. Vediamo come sia possibile risalire alla formula minima del composto analizzato, ovvero risalire al rapporto di combinazione minimo con cui gli atomi si legano per formare la molecola. Affinchè sia possibile fare ciò, bisogna proseguire per tre punti:

1. convertiamo la percentuale di ogni elemento in grammi, come sei il campione ne contenesse 100 g;

2. dividiamo la massa per la massa molare;

3. dividiamo ogni risultato ottenuto, che corrisponde al numero di moli, per il numero di moli più piccolo; ciò che otterremo prenderanno il nome di indici numerici, che vanno scritti a destra di ogni elemento.

Esempio: Un composto presenta la seguente composizione H 3,1%, P 31,5% e O 65,4%. Qual è la formula minima del composto analizzato?

Soluzione:

1. gH : 3,1% = 3,1g

gP : 31,5% = 31,5g

gO : 65,4% = 65,4g

2. n mol H: 3,1g / 1,008 g/mol = 3,07mol

n mol P: 31,5g / 30,97 g/mol = 1,02 mol

n mol O: 65,4g / 16,00 g/mol = 4,09 mol

3. H: 3,07 / 1,02 = 3; P: 1,02 / 1,02 = 1; O: 4,09 / 1,02 = 4

La formula minima sarà H3PO4.

Nel momento in cui il composto è formato da molecole, la sua formula reale sarà un multiplo della formula minima.

Esempio: Un composto sottoposto ad analisi ha dato i seguenti risultati: C 40%, H 6,6% e O 53%. Sapendo che la sua massa molecolare è pari a 180,2 u, determina la formula molecolare.

Soluzione:

1. gC : 40% = 40g

gH : 6,6% = 6,6g

gO : 53% = 53g

2. n mol C: 40g / 12,01 g/mol = 3,3mol

n mol H: 6,6g / 1,008 g/mol = 6,6 mol

n mol O: 53g / 16,00 g/mol = 3,3 mol

3. C: 3,3 / 3,3 = 1; H: 6,6 / 3,3 = 2; O: 3,3 / 3,3 = 1.

La formula minima sarà CH2O.

A noi interessa però calcolare la formula molecolare. Verifichiamo dunque se la massa molecolare della formula empirica minima coincide con quella data dall'esercizio, se non dovesse coincidere moltiplicheremo tutti gli indici per un multiplo ottenuto dal rapporto tra la massa molecolare reale e quella teorica.

MM CH2O: [12,01 + (1,008 * 2) + 16,00)u = 30,03u diverso da 180,2u

Moltiplicando gli indici per 6 nel nostro caso (=180,2/30,03) otterremo che la formula molecolare è C6H12O6.

- L'esercizio può anche essere svolto in questo modo:

1. Si dividono le percentuali per 100:

40 / 100 = 0,4

6,6 / 100 = 0,066

53 / 100 = 0,53

2. Si imposta la seguente proporzione Ma : MM = N : x

N.B. dove Ma sarebbe la massa atomica dell'elemento, MM la massa molecolare reale del composto, ed infine N che sarebbe il valore ottenuto dividendo la percentuale interessata per cento.

12,01 : 180,2 = 0,4 : X

X: (180,2 * 0,4) / 12,01 = 6

1,008 : 180,2 = 0,066 : Y

Y: (180,2 * 0,066) / 1,008 = 12

16,00 : 180,2 = 0,53 : Z

Z: (180,2 * 0,53) / 16,00 = 6

Ottenendo sempre C6H12O6, a mio avviso metodo più diretto per affrontare questi problemi.

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La massa atomica di un elemento prende il nome di massa relativa, proprio perchè fa riferimento ad un atomo di C, esattamente l'isotopo 12. La massa molecolare invece, è uguale alla somma delle singole masse atomiche di ogni elemento che compone la molecola. Entrambe vengono espresse in unità di massa atomica (u).

- Cos'è la mole?

Una mole è una quantità di sostanza che contiene un numero definito di particelle, esattamente uguale al numero di atomi contenuti in 12 g ¹²C.

Sappiamo inoltre che il numero di moli è sempre uguale al rapporto tra la massa del campione espressa in grammi, e la massa molare, espressa in grammi su mole, che è uguale alla massa atomica dell'elemento (o molecolare della molecola).

n = g/M

Esempio: Calcola il numero di moli che sono contenute in 146,1 g di cloruro di sodio (NaCl).

Soluzione:

Innanzitutto calcoliamo la massa molecolare di NaCl:

Na = 22,99 u

Cl = 35,46 u

NaCl : (22,99 + 35,45) = 58,44 u = 58,44 g/mol

La cui massa molecolare è uguale alla massa molare secondo quando detto precedentemente.

Ricaviamo il numero di moli:

n NaCl : 146,1 g / 58,44 g/mol = 2,5 mol.

- Cos'è il numero di avogadro?

Il numero di avogadro pari a 6,022*10^23, corrisponde alla quantità di particelle che sono contenute in una mole.

Np = N * n

Dove Np = numero di particelle; N = numero di avogadro; n = numero di moli.

Esempio: Basandoti sull'esercizio precedente, dopo aver calcolato le moli, calcola quante particelle sono presenti.

Soluzione:

Sapendo che 146,1 g di NaCl sono pari a 2,5 mol:

Np : 6,022*10^23 molecole/mol * 2,5 mol = 1,5055*10^24 molecole.

Nel prossimo articolo verrà trattato l'argomento riguardante la composizione percentuale, la formula empirica minima e molecolare di un composto.

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Le porzioni di materia su cui noi poniamo l'attenzione prendono il nome di sistema, tutto ciò che li circonda è l'ambiente. Il sistema, può essere distinto in omogeneo ed eterogeneo. Il primo caso si dice quando esso è costituito da una sola fase, mentre si dirà eterogeneo quando esso è costituito da due o più fasi. Quando un sistema è costituito da più sostanze prende il nome di miscuglio, che nel caso in cui è omogeneo è comunemente conosciuto con il nome di soluzione (costituita da solvente e soluto).

Vari metodi, vengono utilizzati per la separazione di miscugli e sostanze, come ad esempio la filtrazione, la centrifugazione, la cromatografia e la distillazione.

- La distillazione ad esempio, è utilizzata per la purificazione dei liquidi, sfruttando la volatilità dei componenti. La miscela sottoposta a riscaldamento evapora, il cui vapore sarà condensato da parte del refrigerante, ottenendo dunque il distillato. La distillazione può anche essere frazionata nel momento in cui, i componenti della miscela liquida hanno temperature di ebollizione differenti ma comunque molto vicine fra loro.

- La filtrazione consiste nella separazione di particelle solide da un miscuglio mediante filtri.

- La centrifugazione serve a separare miscugli eterogenei che presentano densità differenti, sia liquidi che solidi.

Quando si è dinanzi ad un materiale bisogna innanzitutto distinguere se quest'ultimo è un elemento, sostanza pura che non può essere trasformata in sostanze più semplici, oppure se è un composto, sostanza che può essere scomposta in altre più semplici. Tali elementi vengono classificati nella tavola periodica, distinguendosi in metalli, non metalli e semimetalli.

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"Nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma." (Antoine-Laurent de Lavoisier)

Esatto tutto si trasforma. La materia subisce quotidianamente trasformazioni fisiche e chimice.

- Le trasformazioni fisiche riguardano i passaggi di stato. La materia così come a noi ci appare, può essere solida, liquida e aeriforme (l'insieme ovvero dei gas e dei vapori). Essi differiscono tra loro, i corpi solidi ad esempio, hanno una massa, un volume ed una forma. I liquidi hanno una massa, un volume, ma assumono la forma datagli dal recipiente. Infine gli aeriformi, che hanno una propria massa, ma si espandono fino ad occupare tutto il volume a loro disposizione e assumendo la forma del contenitore. Poniamo l'attenzione su un cubetto di ghiaccio, se a quest'ultimo forniamo calore, esso fonde, quindi si trasforma in acqua (fusione), riscaldandolo nuovamente otterremo vapore (evaporazione). Adesso, raffreddiamo il vapore ottenuto, osservando la formazione di acqua (condensazione), per poi raffreddare ancora ed ottenere nuovamente ghiaccio (solidificazione). Vi sono alcune sostanze che da solido possono direttamente passare a vapore, sublimazione, o il processo inverso chiamato brinamento.

Ma esattamente cosa accade?

Quando noi forniamo calore ad un cubetto di ghiaccio, le particelle che si trovano molto vicine tra di loro, iniziano a muoversi e dunque ad urtarsi, fino ad allontarsi l'uno dall'altro. Le particelle passano dunque da uno stato d'ordine ad uno di disordine, processo che alla natura risulta molto facile. Quando raffreddiamo un vapore, le particelle si aggregano tra di loro, dunque si avvicinano permettendo un cambiamento di stato, questo processo è ottenibile anche grazie ad un aumento della pressione, che comprime le particelle.

Precedentemente gli aeriformi sono stati classificati come l'insieme dei gas e dei vapori, erroneamente, si potrebbe affermare che sono la medesima cosa, tuttavia diremo che i gas sono quelle sostanze, aeriformi, che si trovano al di sopra della propria temperatura critica, alla cui temperatura è impossibile liquefarlo per una semplice compressione, l'aeriforme prenderà il nome di vapore quando si troverà al di sotto di tale temperatura.

- Se le trasformazioni fisiche comportano un cambiamento reversibile della materia, nelle quali non vi è la formazione di nuove sostanze, le trasformazioni chimiche invece, causano una variazione della composizione chimica dei cosidetti reagenti, con formazione di nuove sostanze, i prodotti.

Quando avviene una reazione?

Si può affermare che si è dinanzi ad una reazione, quando si verifica:

1. un cambiamento di colore;

2. il riscaldamento o il raffreddamento del recipiente, senza che noi incidiamo sulla variazione di temperatura.

3. la formazione di bollicine;

4. la formazione o la scomparsa di un solido.

Nel prossimo articolo tratteremo i sistemi. Alla prossima digitata il vostro blogger.

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