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 12 C. L unità di massa atomica indicata con u e chiamata Dalton 12 corrisponde alla dodicesima parte della massa del C e vale 1,66x10-27 kg. La massa atomica relativa è il rapporto tra la massa assoluta dell elemento e la massa della dodicesima parte del 12 C. Quando diciamo che l ossigeno ha massa atomica relativa 16 significa che la sua massa è 16 volte più grande della dodicesima parte del 12 C. 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 di un composto, rappresenta la massa 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/m 2 =Pa) pressione: bar=100000 Pa mbar 100Pa 1atm=760mmHg(Torr)=101325Pa Temperatura K= C+273,15 C=K-273,15 Volume 1dm 3 =1L=1000mL=1000cm 3 1cm 3 =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 P 1 e V 1 il valore della pressione e del volume di un gas nella condizione iniziale, e con P 2 e V 2 il valore della pressione e del volume nella condizione finale, applicando la legge di Boyle avremo: L'espressione P 1 V 1 = P 2 V 2 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 V 0 misurato a 0 C: Indicando con 1 la situazione iniziale e con 2 quella finale, si ha: Formule inverse V 2 = T 2 = 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 P 0 (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 = T 2 = 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. (P 0 = 1 atm, T 0 = 273 K e V 0 = 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.