COSTITUENTI DELLA MATERIA

Atomo neutro: il numero degli elettroni è uguale a quello dei protoni.

Catione: gli elettroni sono meno dei protoni (ione positivo).

Anioni: gli elettroni sono più dei protoni(ione negativo).

→ Dalton(o unità di massa atomica) : (u) corrisponde alla dodicesima parte dell'isotopo 12 del carbonio. Il fattore di conversione risulta essere kg → u.

→ massa atomica relativa: è un numero adimensionale (puro) che indica il rapporto tra due masse la massa atomica media di un elemento e la massa di un Dalton (1,66 10^-27kg).

→ massa molecolare:o peso molecolare è la massa di una molecola misurata in Dalton (equivale alla somma delle masse atomiche relative a tutti i suoi atomi).

→ massa atomica assoluta: è la massa atomica relativa espressa in kg degli atomi di tutti gli elementi.

→ massa atomica media: è la media pesata delle masse dei singoli isotopi, calcolata  considerando l'abbondanza percentuale in natura di ciascun isotopo.

→ mole: ha due definizioni:

è un unità di misura del sistema internazionale, corrisponde al numero di Avogadro, è definita come: la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle pari al numero di atomi contenute in 12 g dell'isotopo 12 del carbonio.

la mole è→ un numero: 6,023 10²³

→ massa: peso formula PF

→ volume di un gas a condizioni standard ( temperatura: 0°C, pressione: 1 atm) occupa un volume di 22,4 litri.

→ calcolare il numero di moli: massa sostanza ÷ massa molare.

→ calcolare il numero di particelle: massa totale ÷ massa di una particella.

→ numero di Avogadro (Na): il numero di particelle elementari corrispondente a 1 mol e vale 6,023 10²³mol ^-1

→ prinicipio di avogadro: qualsiasi gas nelle stesse condizioni di pressione e temperatura contiene lo stesso numero di particelle a parità di volume.

→massa molare (MM): degli atomi è la massa in grammi pari alla sua massa atomica espressa in Dalton si misura in g mol ^-1, quindi è la quantità di sostanza pari a 1 mole.

→ per esprimere la massa di una determinata quantità di sostanza: massa(in g) = quantità (in mol) x massa molare (in g mol ^-1).

→ peso formula o massa formula o massa molecolare: è detta genericamente massa formula perché può anche non riguardare le molecole ma bensì particelle come ioni. Essa è definita come la somma delle masse atomiche di tutti gli atomi che formano una specie chimica.

Numero particelle ÷ Na ↔ quantità di sostanza (mol) ↔ massa (g) ÷ massa molare(g mol ^-1)

→ sostanza pura: ha proprietà chimiche e fisiche(temperatura di fusione, ebollizione, densità forma dei cristalli allo stato solido etc.) fisse caratteristiche e invarianti.

→ composizione percentuale: fa riferimento alla massa degli elementi combinati in un composto.

→ formula chimica: indica il numero di atomi di ciascun elemento combinati tra di loro.

→ formula empirica: sono indicati i rapporti tra i numeri di atomi degli elementi presenti in un composto, espressi in numeri interi più piccoli possibili, infatti è detta anche formula minima (rapporto più semplice tra gli atomi degli elementi che la compongono).

→ come si ricava la formula empirica dalla composizione percentuale: date le percentuali di ciascun elemento → si trasformano le masse percentuali nelle corrispondenti moli di atomi → si calcola il rapporto tra quelle moli di atomi dividendo per il numero più piccolo tra quelli ottenuti→ e se non si ottengono subito numeri interi si moltiplica fino ad ottenerli per 2 o per 3 .. fino ad ottenere tutti numeri interi.

→ rapporto molare tra due elementi: è uguale al rapporto con cui i due elementi sono combinati.

→ formula empirica e formula molecolare: non sempre la formula empirica di una sostanza coincide con la formula molecolare, esistono alcuni tipi di sostanze la cui composizione chimica può essere rappresentata solo dalla formula empirica, come ad esempio i composti ionici, infatti i Sali non esistono come molecole perciò non possono avere formula molecolare che li rappresenti. Per ottenere la formula molecolare di un composto non basta conoscere i rapporti molari tra gli elementi, ma bisogna sapere quanti atomi formano la molecola del composto, ovvero la massa molare (MM).

→ ricavare la composizione % dalla formula empirica: se è nota la formula si calcola la sua MM → e le moli contenute in 100 g → si calcolano le moli di atomi di ciascun elemento in 100 g  → si passa da quantità molare a massa (che rappresenta la % perché riferita a 100).

→ per ottenere la formula molecolare di un composto: partendo dalla formula empirica occorre conoscere la MM→ calcolo la massa della formula empirica → calcolo quante volte la formula empirica è contenuta in quella molecolare (riferimento pag 36 di stechio).

→ molarità: si indica con M e rappresenta le moli di soluto in 1 litro di soluzione, si misura in mol L^-1.

→ frazione molare: rapporto tra le moli di soluto e quelle totali di tutti i componenti di una soluzione, ha un valore compreso tra 0 e 1, è una grandezza adimensionale.

→ Massa soluto ÷ massa molare = moli soluto.

→ moli soluto ÷ volume soluzione = molarità.

→ NR quantità di sostanza: il rapporto tra le moli di sostanza che reagiscono e il corrispondente coefficiente stechiometrico è lo stesso per tutte le sostanze coinvolte nella reazione, questo rapporto è NR. (indica quanta materia si trasforma).

→ reagente limitante: è il reagente che finisce per primo e lo si deve determinare per determinare in seguito NR. Per ottenere il reagente limitante → si calcola il quoziente tra le moli di ciascun reagente e il rispettivo coefficiente stechiometrico e guardando i valori ottenuti si vedrà che corrisponde al valore minore.

→ resa di una reazione: la quantità di prodotti che può essere ottenuta dai reagenti risulta minore di quella teorica, calcolata in base al consumo totale del reagente limitante, infatti la resa di reazione può essere inferiore al 100% teorico. La resa percentuale è data dal rapporto moltiplicato per 100, tra la quantità di prodotto effettivamente ottenuto il una reazione e la quantità teoricamente ottenibile in base al consumo totale. Si calcola → trovo il valore di NR a partire dalla quantità del reagente di riferimento → si determina la massa teoricamente ottenibile con quel valore di NR → infine si calcola la resa % in base alla massa effettivamente ottenuta.