Ultima verifica pentamestre
1)definizione di miscuglio, soluzione, composto , elemento,
molecola ( definizione importantissima!!!!!!!!)
2) gruppi dal IV al VIII
3) differenza tra massa atomica e massa atomica relativa;
4) differenza tra massa molecolare e massa molare;
5)definizione di mole, di molarità (almeno due esercizi e relative
formule)
6)Avogadro: numero di Avogadro e volume molare
7) leggi dei gas (tutte le formule e relative formule inverse)
8)equazione dei gas (calcolo della densità e della massa molare)
9)definizione di equazione chimica resa di una reazione
10) reagente limitante (da spiegare ci sarà nel prossimo compito
non nella verifica orale!!!)
Cosa bisogna sapere
MASSA ATOMICA E MASSA MOLECOLARE E
MASSA MOLARE
Trovare una bilancia che possa “pesare” un atomo è un sogno irrealizzabile. Non
potendo determinare la massa assoluta degli atomi, si ricorre alla sua misura
relativa, cioè per confronto con quella di un atomo di riferimento. Storicamente
sono stati utilizzati, come riferimento, prima l’atomo di idrogeno, poi di ossigeno e
ora quello di carbonio.
Il campione di riferimento per la determinazione della massa atomica relativa è
un particolare atomo di carbonio chiamato isotopo 12 che viene indicato come 12C.
L’unità di massa atomica indicata con u e chiamata Dalton
corrisponde alla dodicesima parte della massa del
C e vale
12
1,66x10-27 kg.
La massa atomica relativa è il rapporto tra la massa assoluta dell’elemento e la
massa della dodicesima parte del 12C.
Quando diciamo che l’ossigeno ha massa atomica relativa 16 significa che la sua
massa è 16 volte più grande della dodicesima parte del 12C.
Bisogna distinguere tra massa atomica di un atomo e massa
atomica relativa.
La differenza sta nelle dimensioni (unità di misura), la massa
atomica di un atomo si misura in kg o dalton, la massa atomica
relativa è adimensionale in quanto deriva da un rapporto tra
grandezze con la stessa unità di misura.
Massa molecolare
massa
di un composto, rappresenta la
di una molecola ed è data dalla somma delle masse
atomiche di tutti gli atomi che formano la molecola, ed ha come
unità di misura Kg o u
Massa molare
di un composto indicata con MM è la
quantità di sostanza pari alla massa molecolare ed ha come
unità di misura g/mol
.
Prende il nome di gas quello stato di aggregazione della materia nel quale essa
non ha né forma né volume propri, ma assume la forma del recipiente che la
contiene, e ne occupa tutto il volume.
In generale è lo stato in cui tutte le sostanze si trovano quando vengono portate
a temperatura sufficientemente elevata.
I gas in particolari condizioni rispondono a tre semplici leggi. Queste leggi
mettono in relazione il volume di un gas alla pressione e alla temperatura. Un
gas che obbedisce a queste leggi è chiamato un gas ideale o gas perfetto.
Vengono quindi dette leggi dei gas ideali. Esse possono essere applicate
solo ai gas che non subiscono un cambiamento chimico con il variare della
temperatura e della pressione
Un gas ideale consiste di particelle (atomi o molecole) che hanno le
seguenti proprietà
1. Il volume proprio delle particelle è trascurabile rispetto al volume
occupato dal
sistema gassoso
2. Le particelle sono in costante movimento: le collisioni delle
particelle con le pareti del
recipiente sono la causa della pressione esercitata dal gas
3. Le interazioni tra le particelle (o fra queste e la superficie del
recipiente) sono nulle: gli urti sono perfettamente elastici
In tutte le formule delle leggi dei gas bisogna fare
Importante ricordare le seguenti formule di conversione:
pressione(N/m2 =Pa)
pressione: bar=100000 Pa mbar 100Pa
1atm=760mmHg(Torr)=101325Pa
Temperatura
K=°C+273,15
°C=K-273,15
Volume
1dm3=1L=1000mL=1000cm3
1cm3=1mL
La legge di Boyle, o legge isoterma, stabilisce la relazione tra
pressione e volume: se si mantiene costante la temperatura, il
volume di una determinata massa di gas è inversamente
proporzionale alla pressione. L'espressione matematica della legge
di Boyle, a temperatura (t) costante, è
in cui P rappresenta la pressione e V il volume.
La legge di Boyle può essere rappresentata graficamente nel piano
PV, per ciascuna temperatura, da un'iperbole equilatera . Indicando
con P1 e V1 il valore della pressione e del volume di un gas nella
condizione iniziale, e con P2 e V2 il valore della pressione e del
volume nella condizione finale, applicando la legge di Boyle
avremo:
L'espressione P1V1 = P2V2 consente di ricavare una delle
grandezze quando sono note le altre tre.
La legge di Charles, o prima legge di Gay-Lussac, o legge
isobara, stabilisce la relazione tra la temperatura e il volume: a
pressione costante, il volume di una data massa di gas è
direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta.
L'espressione matematica della legge di Charles, a pressione (P)
costante, è:
in cui V rappresenta il volume e T la temperatura assoluta in kelvin
(K). A tale espressione si è giunti osservando che, a pressione
costante, il volume V di un gas, per ogni aumento (o diminuzione) 1
grado centigrado (1 °C) di temperatura (t) subisce un aumento (o
una diminuzione) pari a 1/273 del volume V0 misurato a 0 °C:
Indicando con 1 la situazione iniziale e con 2 quella finale, si ha:
Formule inverse
V 2=
T2=
La seconda legge di Gay-Lussac, o legge isocora, stabilisce la
relazione tra la pressione e la temperatura: a volume costante, la
pressione di una data massa di gas è direttamente proporzionale
alla sua temperatura assoluta. L'espressione matematica della
seconda legge di Gay-Lussac, a volume (V) constante, è:
in cui P rappresenta la pressione e T la temperatura assoluta in
kelvin (K). La seconda legge di Gay-Lussac può essere
rappresentata graficamente da una retta . A tale espressione si è
giunti osservando che, a un dato volume, la pressione P di un gas
aumenta (o diminuisce) di 1/273 del suo valore P0 (misurato a 0 °C)
per ogni aumento (o diminuzione) di 1 °C:
da cui:
Passando da una condizione iniziale 1 a una finale 2 si ha:
Formule inverse
P 2=
T2=
Le tre leggi dei gas prima viste possono essere opportunamente
combinate secondo la relazione:
È utile a questo punto richiamare il concetto di volume molare che
discende dalla legge di Avogadro: una mole di gas in condizioni
standard STP. (273 K o 0 °C e 1 atm) occupa 22,414L.
Se ora ci poniamo in c.s. (P0 = 1 atm, T0 = 273 K e V0 = 22,414L),
per una mole di gas potremo scrivere:
R è definita costante universale dei gas (in unità del Sistema
Internazionale, R = 8,314 J · K−1 · mol−1). Per una mole vale
pertanto PV = RT e per n moli si avrà:
Esprimendo il numero di moli n come rapporto tra la massa m del gas (in grammi) e la sua massa
molare MM
n=m/MM
e sostituendo nell'equazione di stato:
PxV=
è possibile il calcolo di m o di MM per un certo gas, note le altre variabili.
m=
MM=
Inoltre, l'equazione di stato nella forma (2) permette anche il calcolo della densità assoluta, d, di
un gas, di massa molecolare MM, data dal rapporto tra la massa e il volume:
Infatti:
PxV=
P=
P=
d=
EQUAZIONE CHIMICA
Un’ equazione chimica è la rappresentazione simbolica di una reazione chimica.
