LA MOLE: TEORIA, ESERCIZI E QUESTIONARIO.

Scritto da Zeferino Siani. Pubblicato in APPUNTI DI CHIMICA.

Salerno - Mercoledì, 23/10/2019.

Consideriamo la seguente reazione:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

In base a tale reazione sappiamo che a livello microscopico 2 molecole di NaOH reagiscono con 1 molecola di H₂SO₄e si formano 1 molecola di Na₂SO₄ e 2 molecole di H₂O. Ciò è teoricamente interessante, ma cosa occorre fare in pratica per preparare ad esempio 142 g. di Na₂SO₄, e cioè un n⁰ di grammi di Na₂SO₄ uguale al suo Peso molecolare?
Contare non si può! Tenendo presente i rapporti 2 : 1 : 1 : 2, occorrerebbe contare e mettere a reagire tante molecole di NaOH e di H₂SO₄ fino ad ottenere un peso in grammi di Na₂SO₄di 142 g. Considerata l' estrema piccolezza delle particelle in gioco, non basterebbe una vita solo per contare le molecole occorrenti di NaOH. Per mantenere il rapporto 2 : 1 : 1 : 2 possiamo però far reagire quantità uguali ai rispettivi pesi molecolari, e cioé:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O
2*40 g. 98 g. 142 g. 2*18g.
80 g. 98 g. 142 g. 36 g.

Così facendo, utilizzando i grammi corrispondenti ai pesi molecolari, rispettiamo i rapporti di combinazione, ma perdiamo la semplicità del rapporto 2 : 1 : 1 : 2 (diventato 80 : 98 :: 142: 36).

Ma se noi definiamo mole una quantità di sostanza uguale al suo peso molecolare, allora possiamo scrivere semplicemente:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O
2 moli 1 mole 1 mole 2 moli

Ora, non solo ci siamo riappropriati dei rapporti semplici 2 : 1 : 1 : 2, ma possiamo pesare alla bilancia le quantità esatte, perché 2 moli di NaOH pesano 2*40 g., 1 mole di H₂SO₄ pesa 98 g, 1 mole di Na₂SO₄pesa 142 g. e 2 moli di H₂O pesano 2*18=36 g. Quindi, con l’uso della mole, i semplici rapporti 2:1->1:2 che valgono tra le molecole dei reagenti e dei prodotti valgono anche tra le moli.
La mole stabilisce quindi un mezzo sicuro, chiaro ed efficace per mantenere la corrispondenza tra il mondo microscopico delle particelle e quello reale dei laboratori chimici e degli impianti chimici.
Per quanto detto, 1 mole di qualsiasi sostanza contiene allora lo stesso numero di particelle. Nel nostro esempio, il numero di particelle contenute in 1 mole di NaOH, H₂SO₄, Na₂SO_4,di H₂O e di qualsiasi mole di sostanza è sempre lo stesso. Il valore di tale numero, determinato sperimentalmente ed accuratamente in molti modi, corrisponde a 6,022.10²³, ed è chiamato numero di Avogadro (N_Av.), in onore dello scienziato che per primo ne ha supposto l’esistenza; quindi, N_Av.= 6,022.10²³.

Una definizione rigorosa di mole (secondo la nomenclatura IUPAC) è la seguente:
“Si definisce mole la quantità di sostanza che contiene tante particelle quanti sono gli atomi contenuti in 12 g di ¹²C “.
Come si vede, l’unità di riferimento è rappresentata da 1 grammo-atomo (1 mole) dell’isotopo più abbondante dell’atomo di Carbonio, che ovviamente contiene N_Av.= 6,022.10²³ particelle (che possono essere indifferentemente atomi,molecole o ioni).

Per quanto detto, vale quindi la seguente relazione fondamentale:

n = g/M (g, grammi; M, Peso molecolare)

Riferendoci alla reazione dell’esempio, si ha che:

80 g./P.mol. NaOH = 80/40 = 2 moli;
98 g./ P.mol. H₂SO₄= 98/98 = 1 mole;
36 g./ P.mol. H₂O = 36/18 = 2 moli; come sopra riportato.

Peso atomico, peso molecolare, e mole: riassunto e precisazioni!

E’ inesatto parlare di “ Pesi atomici” degli elementi della Tavola Periodica, perché i valori che vi figurano esprimono semplici rapporti in peso di un atomo dell’ elemento considerato rispetto ad un altro atomo definito come unità di riferimento ( e cioè quante volte 1 atomo dell’ elemento considerato pesa di più di un altro atomo preso come riferimento): perciò, i Pesi Atomici degli elementi della Tavola Periodica sono semplici numeri adimensionali. E’ quindi esatto parlare di masse atomiche relative (cioè, il numero di volte che un elemento pesa di più di un altro, preso come riferimento); altrimenti si rischia di scambiare quelle che sono semplici masse relative (espresse solo da un numero, e cioè “quante volte …”, con grandezze dimensionali espresse in grammi, o sottomultipli del grammo)

Siccome poi la maggior parte degli elementi della Tavola Periodica (circa l’ 80%) hanno isotopi, e cioè elementi con lo stesso numero atomico (Z, numero dei protoni, da cui dipendono le proprietà chimiche e fisiche di ciascun elemento) ma diverso numero di massa (A, somma dei protoni e neutroni), per tale motivo è stato necessario prendere come unità di riferimento l’ isotopo 12 dell’ atomo di Carbonio, che ha 6 protoni e sei neutroni, e che è il più abbondante (maggior %) rispetto agli altri due. Cioè, esattamente, come unità di riferimento delle masse atomiche relative degli elementi, è stato assunto come unità di riferimento la dodicesima parte dell’ atomo di carbonio 12, che vale 1 esatto (1/12 di 12 = 1). Viceversa, se fosse stato scelto come unità di riferimento non il C 12, ma il C, che ha peso atomico 12,011, la sua dodicesima parte sarebbe stata 12,011/12 = 1,0009166667, prossimo a 1, ma non esattamente 1 (non esattamente una “unità di riferimento”).

Di seguito, vedremo l’utilità del concetto di mole tramite diversi esempi di esercizi, svolti e da svolgere.

Esercizi sulle moli.

Per risolvere gli esercizi relativi alle relazioni tra moli e grammi di sostanza (e cioè, dati i grammi di sostanza ricavare le moli, e viceversa), occorre tenere ben presente la seguente relazione fondamentale:

n = g/M dove: n, numero di moli; g, grammi di sostanza; M, massa atomica o molec. relativa (o Peso atomico o Peso molecolare).

Questa formula (o relazione) è molto importante, perché stabilisce una proporzionalità  tra moli n e grammi di sostanza g, in cui la costante di proporzionalità è 1/M, in cui M è la massa atomica o molecolare relativa che troviamo nella Tavola Periodica.
Cioè:
a) se in un esercizio vengono dati i grammi di sostanza, e si chiede di ricavare le corrispondenti moli, allora occorre dividere i grammi g di sostanza per la massa atomica relativa M (Vedi appresso Es.1, svolto).
b) viceversa, date le moli n, moltiplicando le moli n per la massa atomica relativa della sostanza M, si ottengono i corrispondenti grammi di sostanza g (Vedi appresso Es.3, svolto).
Quindi, siccome le masse atomiche relative degli elementi le troviamo nella Tavola Periodica, e sono costanti, le grandezze variabili sono solo il n° di moli n ed il numero di grammi g, e quindi gli esercizi sono:
a) o del tipo in cui, dati i grammi di sostanza g, bisogna ricavare le moli n;
b) o del tipo in cui, date le moli di sostanza n, occorre ricavare i grammi di sostanza g.

Inoltre, siccome il numero delle particelle elementari N è uguale al prodotto del numero di moli n per il numero di Avogadro N_AV, e cioè N = n * N_AV, sostituendo al posto di n il rapporto g/M della prima relazione, otteniamo questa seconda relazione:

N = n * N_Av = g/M * N_Avdove: N = atomi, molecole, o ioni; N_Av = Numero di Avogadro = 6,02*10²³.

Il numero di Avogadro (N_Av = 6,02*10²³) rappresenta la costante di proporzionalità mediante la quale dalla quantità n, espressa in moli, o anche dal numero di grammi g del mondo macroscopico (e cioè dei laboratori, degli impianti chimici, ecc.), si ricava il numero di particelle elementari N del mondo microscopico (e cioè atomi come Na e Fe, o molecole di elementi come Cl₂, o molecole di composti come H₂O, o ioni come Na⁺, Cl^-).

Per il principio di Avogadro, 1 mole di un gas perfetto a STP (Standard Temperature and Pressure) occupa il volume di 22,414 lt. Questo volume è detto volume molare a STP. Il volume molare dei gas reali si discosta un poco da tale valore teorico, di meno per i gas nobili (He, Ne, Ar, Kr, e Xe), di più per i gas come l' H₂, l'O₂, la CO_{2, ecc.}Infine, occorre tener ben presente che in una reazione chimica la corrispondenza corretta tra le masse dei reagenti e dei prodotti è in moli, o in litri, o in grammi corrispondenti alle moli, ma giammai in grammi! Cioè:
2H₂ + O2= 2H₂O
2 moli 1 mole 2 moli ( o quantità proporzionali; es: 0,8 moli : 0,4 moli : 0,8 moli)
2*22,414 lt. a STP 22,414 lt. a STP 2*22,414 lt. a STP (o quantità proporzionali; es. -> 2,8 lt. : 1,4 lt. : 2,8 lt a STP*)

* Recentemente la IUPAC ha raccomandato di sostituire le condizioni STP (Standard Temperature and Pressure) con quelle SATP (Standard Ambient Temperature and Pressure), in cui la pressione vale 10⁵ Pascal (1 bar), ma in tal caso il Volume Molare risulterebbe di 22,7 lt, anzichè 22,414 lt. (per cui, si conviene di continuare con il vecchio standard della pressione, e cioè P = 1 Atm.)
Seguono esempi di esercizi, svolti o da svolgere.

Es. 1 (Svolto) - Calcolate a quante moli di atomi corrispondono: a) 42 g. di sodio; b) 52 g. di CO; c) 56 g. di CCl₄

_Soluzione_:_{Questo esercizio è molto semplice. Per trasformare i grammi di sostanza nelle corrispondenti moli, occorre applicare la formula:}_{n =}_g/MCalcoli:
a) 42 g. Na/P.At. Na = 42 g. Na/22,989 = 1,826 moli di Na.
b) 52 g. CO/P.Mol. CO = 52g./(12+16) = 52/28 1,86 moli di CO.
c)56 g. di CCl4/P.Mol. = 56g./(12+4*35,45) = 56g./161,81 = 0,346 moli di CCl4.

Es. 2 (Da svolgere) Calcolare quante moli sono contenute in 30 g. di H₂O. [R. 1,66 moli]

Es. 3 (Svolto) – Calcolate quante molecole di CO₂ sono contenute in 1,25 moli.

Soluzione:
Anche questo esercizio è molto semplice. Per trasformare le moli di sostanza nel corrispondente (altissimo!) numero di molecole , occorre moltiplicare il numero di moli dato per il Numero di Avogadro. Occorre cioè applicare la seguente formula: N = n*N_Av (N_Av = 6,02*10²³):
_Calcoli_:N = n * N_Av= 1,25 moli * N_Av = 1,25 moli * 6,02*10²³ = 7,52*10²³

Es. 4 (Svolto) - Calcolare a quante moli corrispondono 1,2*10²⁵ molecole di CO.
Soluzione:
n = N/N_Avcon N = 1,2*10²⁵ molecole di CO.
n = 1,2*10²⁵/6,02*10²³ = 0,199 *10^25-23 = 0,199*10² = 19,9 moli di CO.

Es. 5 (Svolto) - Calcolare a quante molecole corrispondono 1,25 moli di SO₂_Soluzione:_N₌_n*N_Av 1,25*2* N_Av = 1,25 * 2 * 6,02*10²³ = 1,55*10²⁴molecole.

Es. 6 (Svolto) - Calcolare 1,2 *10²⁵ molecole di N₂O₅ a quante moli corrispondono.
Soluzione:
1,2 *10²⁵ molecole di N₂O₅/N_Av = 1,2 *10²⁵/6,02*10²³= 0,199*10² moli di N₂O₅ = 19,9 moli di N₂O₅.

Es. 7 (Svolto) - Calcolare 5,33 moli di CuCl₂ quanti atomi di Cu contengono.
Soluzione:
5,33 * 6,02*10²³ = 32,08*10²³ = 32,08*10³³ = 3,21*10²⁴ atomi di Cu.

Es. 8 (Svolto) - 52 g. di CO a quante molecole corrispondono
Soluzione:
52/P.Mol. di CO =52 g./12+16 = 52 g./28 = 1,857*6,02*10²³ = 11,17*10²³ = 1,117*10²⁴ molecole di CO.

Es. 9 (Svolto) - Calcolare 1,2 *10²⁵ molecole di di CO a quanti gr. corrispondono.
Soluzione:
1,2 *10²⁵/6,02*10²³ = 0,199*10² moli di CO = 19,9 moli di CO = 19,9 * (12+16) = 19,9 * 28 = 557,2 g. di CO.

Es. 10 (Svolto) - Quanti atomi di Cl sono contenuti in 5,33 moli di NaCl, di CuCl2, AlCl₃ e CCl4?
Soluzione:
a) 5,33 moli NaCl = 5,33*N_Av molecole di NaCl = 5,33*N_Av atomi di Cl =  5,33*6,02*10²³ at. Cl= 32,0866*10²³ = 3,20866*10²⁴ at. Cl
b) 5,33 moli CuCl₂ = 5,33*N_Av molecole di CuCl₂ = 2*3,20866*10²⁴ at. Cl;
c) 5,33 moli AlCl₃ = 5,33*N_Av molecole di AlCl₃ =  3*3,20866*10²⁴ at. Cl;
d) 5,33 moli CCl4 = 5,33*N_Av molecole di CCl₄  =  4*3,20866*10²⁴ at. Cl.

Es. 11 (Svolto - Titolo: Formula minima e formula molecolare di un composto)
Soluzione:
DATI: 85,5 g. C. + 14,5 g. H in 100 g. di campione; P.M.= 84.

Per ricavare la formula minima, si esegue il seguente procedimento:
a) si trasformano i gr. in moli, e si ottengono quindi i gr-atomi (moli) di ciascun elemento;
b) si divide poi ciascun valore per il valore più piccolo trovato (se necessario, lo si arrotonda al valore intero più vicino);
c) si dividono i valori ottenuti per il valore più piccolo di essi; i rapporti ottenuti sono gli indici della formula minima del composto.
La formula minima, detta anche formula empirica, è il rapporto minimo di combinazione tra gli elementi di un composto.

85,5 g C/12(P.M. C) = 7,13 moli di C; 14,15 g. H/1,008 = 14,4 moli di H.
7,13/7,13 = 1; 14,4/7,13 = 2
Formula minima: CH₂

Ma non si conosce un composto stabile CH₂ (che avrebbe P.M. = 14). Dai dati forniti, sappiamo invece che il P.M.= 84, che è un multiplo intero del peso della formula minima trovata CH_2, uguale a 84/14 = 6. Allora, moltiplicando per 6 gli indici di CH₂ abbiamo la formula C₆H₁₂, che è la formula chimica di un composto che non abbiamo ancora studiato (n.d.a: C₆H_12,cicloesano).

Es. 12 (Da Svolgere - Titolo: Calcolare la formula minima di un composto che ha P.M. = 138,55 e la cui composizione percentuale è K=28,21%; Cl=25,64%; O=46,15%).

Es. 13 (Svolto) - Titolo: Determinazione dell'unità di massa atomica, u.

DATI:
a) distanza tra un atomo di sodio (P. At.= 22,99) e un atomo di Cl (P. At = 35,453) nel reticolo cristallino cubico del NaCl = 2,8*10^-8 cm.
b) d_NaCl = 2,164 g./cm³

Soluzione:
Occorre calcolare il numero di atomi di sodio Na ed il numero di atomi di cloro Cl che stanno in 1 cm³. Poi occorre impostare una relazione in cui la somma della massa totale degli atomi di sodio e della massa totale degli atomi di cloro deve essere uguale a 2,164 g, ed in cui l' incognita è appunto l'unità di massa atomica u, della quale possiamo dare la seguente definizione: l' uma è definita come la dodicesima parte della massa dell' atomo della massa dell'atomo di carbonio-12 (₁₂C ), e vale 1,67×10^-24 grammi (1 uma = 1,67×10^-24 grammi).

Calcoli:
In un "filare" di 1 cm. del cubetto di NaCl abbiamo quindi: 1 cm./2,8*10^-8 cm = 3,546*10⁷atomi.
Ricordando che il volume di un cubo è V = (lato)³, allora il numero complessivo di atomi nel cubetto di NaCl avente il lato= 1cm. è:
(3,546*10⁷)³ = 4,459*10²² atomi, di cui metà di Na e metà di Cl; e quindi: 4,459*10²² atomi/2= 2,229*10²² at. di Na = 2,229*10²² at. di Cl.
La massa atomica assoluta di 1 atomo di Na è: (P.At. Na)*u = 22,990*u.
La massa atomica assoluta di 1 atomo di Cl è: (P.At. Cl)*u = 35,453*u.
Allora:
La massa atomica assoluta totale degli atomi di Na in 1 cm.³ è: (2,229*10²² at. di Na)* (P.At. Na) = 2,229*10²² * 22,990*u
La massa atomica assoluta totale degli atomi di Cl in 1 cm.³è: (2,229*10²²* at. di Cl) * (P.At. Cl) = 2,229*10²² * 35,453*u
E quindi, la somma delle masse atomiche assolute totale degli atomi di Na e Cl deve essere uguale a 2,164 g.
Risolvendo rispetto ad u:
2,229*10²² * 22,990*u + 2,229*10²² * 35,453*u = 2,164 g
5,13*10²³*u + 7,9*10²³u = 2,164 g
(5,13 + 7,9)*10²³u = 2,164 g
13,03*10²³*u = 2,164 g
u = 2,164 g/13,03*10²³
u = 1,661*10^-24g

Moltiplicando l'unità di massa in grammi per il peso atomico relativo possiamo ricavare la massa in grammi assoluta (e quindi dimensionale) di qualunque atomo.
Ad esempio, l' atomo di Na pesa 22,990*1,661*10^-24 g.= 3,82*10^-23 g.; quello di Cl pesa 35,453*1,661*10^-24 g. = 58,887*10^-24 g.= 5,88787*10^-23 , e cioè masse estremamente basse, dell' ordine di grandezza dei centomillesimi di miliardesimo di miliardesimo di grammo.

Peso atomico, peso molecolare, e mole: riassunto e precisazioni.

Conviene ora riassumere brevemente le definizioni finora considerate di P.At., P.M. e mole.
Relativamente agli elementi che figurano nella Tavola Periodica, è più corretto il termine: "massa atomica relativa", al posto di “Pesi atomici”, che non è una termine corretto. Infatti, i valori delle masse atomiche relative degli elementi riportati nella Tavola Periodica, impropriamente dette Pesi Atomici, esprimono semplici rapporti in peso di un atomo dell’ elemento considerato rispetto ad un altro atomo definito come unità di riferimento ( e cioè quante volte 1 atomo dell’ elemento considerato pesa di più di un altro atomo preso come riferimento).
Analogamente, sia per le molecole di elementi che per le molecole di composti, useremo le definizioni più corrette di "massa molecolare di un elemento", e "massa molecolare di un composto".

LE MASSE ATOMICHE RELATIVE DEGLI ELEMENTI SONO APPUNTO VALORI RELATIVI ALLA MASSA DI UN ELEMENTO PRESO COME UNITA' DI RIFERIMENTO, E SONO QUINDI ADIMENSIONALI.

In definitiva, valori relativi: perciò, i cosiddetti (erroneamente) "Pesi Atomici degli elementi della Tavola Periodica" sono semplici numeri adimensionali. E’ quindi più esatto parlare di masse atomiche relative (cioè, il numero di volte che un elemento pesa di più di un altro, preso come riferimento); altrimenti si rischia di scambiare quelle che sono semplici masse relative (espresse solo da un numero, e cioè “quante volte …”, con grandezze dimensionali espresse in grammi, o sottomultipli del grammo).
Siccome poi la maggior parte degli elementi della Tavola Periodica (circa l’ 80%) hanno isotopi, e cioè elementi con lo stesso numero atomico (Z, numero dei protoni, da cui dipendono le proprietà chimiche e fisiche di ciascun elemento!) ma diverso numero di massa (A, somma dei protoni e neutroni), per tale motivo è stato necessario prendere come unità di riferimento l’ isotopo 12 dell’ atomo di Carbonio, che ha 6 protoni e sei neutroni, e che è il più abbondante (maggior %) rispetto agli altri due isotopi del carbonio (¹³C, e ¹⁴C).
Cioè, esattamente, come unità di riferimento delle masse atomiche relative degli elementi, è stato assunto come unità di riferimento la dodicesima parte dell’atomo di carbonio 12, che vale 1 esatto (1/12 di 12 = 1).
( Viceversa, se fosse stato scelto come unità di riferimento non il C 12, ma il C, che ha peso atomico 12,011, la sua dodicesima parte sarebbe stata 12,011/12 = 1,0009166667, valore prossimo a 1, ma non esattamente 1, e quindi non esattamente una “unità di riferimento”!!!

Seguono tre esercizi svolti sul seguente argomento: Formule chimiche e composizione percentuale.

Es. 14
Determina la composizione percentuale di SO₃. Verifica poi che il rapporto tra le composizioni percentuali ottenute sia uguale al rapporto m_zolfo/m_ossigeno, che è pari a 0,668.

Soluzione:
MM_SO3 = MA_s + 3*MA_o = 32,07 + 3*16 = 80,07 (Nota: Massa molecolare "relativa" di SO₃; 80,07 è un valore adimensionale!)

%S= MA_S*100/MM_SO3 = 32,07*100/80,07 = 40,05%
%O = 100% - 40,05% = 59,95%
%S/%O = 40,05%/59,95% = 0,668.
Tale rapporto risulta effettivamente uguale a quello tra le masse dei due elementi determinato sperimentalmente.

NOTA IMPORTANTE: La composizione percentuale è utile per determinare la massa effettiva di un elemento presente in una data massa di composto. Per esempio, il carbonato di calcio CaCO₃, ha una composizione percentuale in Ca del 40%: quindi, la massa di Ca sarà sempre il 40% del totale di qualsiasi massa di CaCO₃.

Es. 15 (Verifica dell' apprendimento dell' esercizio precedente N°14)
Calcola la massa di calcio, Ca, presente in 32 g. di carbonato di calcio CaCO₃.

32 g * 40% = 32*0,40 = 12,8 g.

Es. 16 - Calcola la massa di azoto contenuta in 70 g. di acido nitrico, HNO3
Calcoliamo anzitutto la massa molecolare relativa dell' HNO₃:
MM_HNO3 = MA_H + MA_N+ 3*MA_O = 1 + 14 + 3*16 = 63 g.
Calcoliamo ora la % di azoto N nell'acido nitrico HNO₃.
% N = MA_N/MM_{HNO3 *} 100 = 14*100/63 = 22,222%.
La massa di azoto contenuta in 70 g. di HNO₃ = 22,222%

VERIFICA:
La massa di ossigeno contenuta in 70 g. di HNO₃è: 3*MA_o*100/MM_HNO3= 3*16*100/63 = 48*100/63 = 76,19%
La massa di idrogeno contenuta in 70 g. di HNO3è: %H = 1*100/63 = 100/63 = 1,587%.
22,222% + 76,19% + 1,587% = 100%. RISULTATO OK!

Es. 17 - Calcolare il volume occupato in condizioni STP da 20 g. di metano CH₄.

MM_CH4 = 12,01 + 4*1,008 = 16,04 (Massa molecolare relativa del metano CH₄)
n = N° di moli = 20 g./16,04 = 1,25 moli.

Ricordiamo che il Volume Molare a STP di un gas è 22,414 litri.
E quindi:
V_STP = 22,414 lt./mole * 1, 25 = 28, 0 lt.

Questionario.

Qual è la definizione di unità di massa atomica u?
Due palle di piombo di forma diversa, ma con lo stesso peso, contengono: a) lo stesso numero di atomi? b) Lo stesso numero di moli?
La massa atomica relativa del platino è uguale a 195.08. Ciò significa che:
a) la massa relativa di un atomo di platino è 195.08 volte maggiore di quella di un atomo di idrogeno ?
b) la massa relativa di un atomo di platino è 195.08 volte maggiore di quella di un atomo di carbonio-12 ?
c) la massa relativa di un atomo di platino è 195.08 vale 195.08 g ?
d) la massa relativa di un atomo di platino è 195.08 volte maggiore della dodicesima parte di un atomo di 12C ?
Definisci la massa atomica relativa e la sua unità di misura.
Spiega la differenza tra massa atomica relativa e massa molecolare relativa.
La molecola del metano ha un rapporto di combinazione tra gli atomi di C e H di 1:4. Determina la sua massa molecolare.
Definisci la costante di Avogadro.
Una mole di atomi contiene un numero di atomi uguale alla costante di Avogadro. v f
Una mole di molecole contiene un numero di molecole uguale alla somma delle masse degli atomi che costituiscono la molecola.

Zeferino

Fast Social Share

Stampa Email