RIASSUNTO DEI PRINCIPALI ARGOMENTI DI CHIMICA.

MASSA ATOMICA RELATIVA.

Si definisce massa atomica relativa di un atomo di un elemento il rapporto tra la massa di tale elemento e l'unità di massa atomica, uguale alla dodicesima parte dell'isotopo più abbondante (98.90%) del carbonio12C. L'apice 12, posto in alto a sinistra del simbolo dell' elemento, è detto numero di massa, ed è uguale alla somma dei protoni e neutroni del nucleo dell' atomo di carbonio. (Vedi l' articolo: Gli isotopi).  
Il valore dell’unità di massa atomica è stato calcolato: 1 uma (o dalton) = 1,66 * 10-24 g (Vedi Nota 1).
 
La
massa atomica relativa di un elemento è detta, comunemente ed erroneamentepeso atomico  (P. At.), ed è il valore che viene riportato nella Tavola Periodica per ogni elemento. Il P. At. è un numero decimale perché si ricava come media aritmetica del peso atomico degli isotopi, che si possono considerare delle varianti di uno stesso elemento. 
Analogamente si definisce massa molecolare relativa la somma delle masse atomiche relative degli atomi componenti una molecola.
I valori della  massa atomica relativa e della massa molecolare relativa sono espressi da numeri adimensionali.

Nota 1: vediamo come si ricava la relazione: 1 uma = 1,66*10-24 g. 
1 g = NAv*1 uma = 6,022 × 1023 * uma, 
da cui : 1 uma = 1g/ NAv= 1 g/6,022*1023 = 1,66*10-24 g.

LEGGE DI LAVOISIER.

"In una reazione chimica completa, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti". 
Lavoisier riuscì a dimostrare la sua legge facendo uso di una buona bilancia, e catturando completamente gli eventuali prodotti gassosi della reazione, di cui misurava esattamente  i volumi e le condizioni di temperatura e  pressione, in modo da risalire alle rispettive masse.
Di seguito si riportano alcuni esempi della legge di Lavoisier:
Esempio N° 1
Pesando un flash di macchina fotografica prima e dopo lo scatto, si hanno due pesate uguali.
Esempio N° 2:
a) idrogeno (4 gr.)  + ossigeno (36 gr.) = acqua (40 gr.)   (Reazione di sintesi).
b) acqua (40 gr.) = idrogeno (4 gr.)  + ossigeno (36 gr.)   (Reazione di decomposizione)


LEGGE DI PROUST.

La Legge di Proust afferma: Gli elementi di un composto sono presenti secondo rapporti in massa definiti e costanti.  Cioè, i rapporti di combinazione tra i reagenti sono costanti, e così pure, ovviamente, i valori % degli elementi sono fissi e costanti.
ESEMPIO.  pirite (solfuro di ferro, FeS2 – P.Mol. 119,97 – P.At. Fe = 55,847; P.At S = 32,06;  46,55% di Fe; 53.446%). Mentre posso preparare tante miscele a piacere di Fe e S, con % di Fe e S diverse, la composizione percentuale del composto FeS2 sarà sempre 46,55% di Fe; 53.446%, e cioè un composto ha sempre una % dei componenti fissa e costante.

LEGGE DI DALTON.

La legge delle proporzioni multiple di Dalton afferma:
Le quantità in massa di un elemento che si combinano con la stessa quantità di un altro elemento per formare diversi composti, stanno tra loro in rapporti espressi da numeri interi e generalmente piccoli".
Cioè, secondo la legge di Dalton, ogni elemento può entrare a far parte del composto solo secondo multipli interi di una quantità piccola costante ed indivisibile: l'atomo. 
Ad esempio (vedi tabella seguente), se facciamo reagire 71 gr. di cloro rispettivamente con 16 gr., 48 gr., 80 gr., e 112 gr. di ossigeno si ottengono composti diversi in cui i rapporti tra le masse di ossigeno stanno tra di loro secondo numeri interi e generalmente piccoli:  Dalton per primo intuì che l' atomo è chimicamente indivisibile; di conseguenza, nei quattro composti (anidride ipoclorosa, clorosa, clorica, e perclorica), l' ossigeno si combina con il cloro solo secondo multipli interi (1, 3, 5, 7) della sua massa più piccola (16 gr., corrispondente alla massa di 1 gr-atomo di ossigeno, ed è la massa più piccola). 

Massa di cloro

Massa di ossigeno

Rapporti masse di ossigeno rispetto a 16 gr. di ossigeno (1 gr. atomo)

Formule anidridi

71 gr.

16   gr.

16/16 = 1

Cl2O

71 gr.

48   gr.

48/16 = 3

Cl2O3

71 gr.

80   gr.

80/16 = 5

Cl2O5

71 gr.

112 gr.  

112/16 = 7

Cl2O7

TEORIA ATOMICA DI DALTON.

  1. La materia è formata da particelle piccolissime e indivisibili: gli atomi.
  2. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici ed hanno la stessa massa.
  3. Gli atomi di un dato elemento non possono essere convertiti, con una reazione chimica, in atomi di un altro elemento.
  4. Gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di altri elementi.

IL PRINCIPIO DI AVOGADRO.

Il principio di Avogadro afferma che:
"Nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, volumi eguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole".
Avogadro intuì per primo che le sostanze gassose non sempre sono costituite da singoli atomi, come i gas nobili (Elio, He; Neon, Ne; Argon, Ar; Kripton, Kr; Xenon, Xe; e Radon, Rn), ma alcune di esse (come H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2) sono costituite da molecole biatomiche.

LA MOLE.

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 12“.
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 NAv.= 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; n, numero di moli)

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.

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

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

Il numero di Avogadro (NAv = 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 CO2, 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:

2*22,414 lt. a STP                      22,414 lt. a STP               2*22,414 lt. 

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