Chimica generale ed inorganica

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di foffygioia89

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Argomenti presenti negli appunti di chimica generale ed inorganica:Concetto di mole, formula bruta, numeri quantici, Legami e valenza, Redox, risonanza, affinità elettronica ed …

Esame Chimica generale ed inorganica

Facoltà Farmacia

Dal corso del Prof. Piotto Stefano

Università Università degli Studi di Salerno

A.A. 2017-2018

80 pagine

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Estratto del documento

Simbolismo

e = elettrone
p = protone
n = neutrone

massa elettrone = massa protone = 1,60·10^-19

Definizione di u.m.a.

Unità di massa atomica. 1/12 della massa del ₆¹²C

Definizione di N_A

Numero atomico. Elettroni e protoni, u.e. = p.

Definizione di isotopo

Stesso elemento ma numero di neutroni diverso.

¹H idrogeno
²D deuterio
³T trizio

Più abbondante

⁶C
6 protoni e 6 elettroni

Meno abbondante

⁶C
6 protoni e 8 elettroni

Definizione di molecola

Aggregati di atomi stabili.

H₂O → u.m.a. = 1(2) + 16 = 18
H₂SO₄ → u.m.a. = (2) + (4,16) + 32 = 98 u.m.a.

Bilanciamento delle reazioni

1 metodo (tentativi)

2 CH₄ + b O₂ → c CO₂ + d H₂O
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2 H₂O

2 metodo (analitico)

a CH₄ + b O₂ → c CO₂ + d H₂O
C 4a = 1 → a = c = 1
H 4a = 2d → 4 = 2d → d = 2
O 2b = 2c + d → 2b = 2 + 2 → b = 2
1 CH₄ + 2O₂ → 1 CO₂ + 2 H₂O

Non si mette la doppia freccia (⇌) perchè è una reazione irreversibile ovvero non si raggiunge mai un certo punto equilibrio.

Simbolismo

e
elettrone massa elettrone = massa protone = 1,60 x 10^-49
p
protone
n
neutrone

Definizione di u.m.a.

Unità di massa atomica. 1/12 della massa del ¹²C

Definizione di n.A.

Numero atomico (elettroni e protoni). u, e, p.

Definizione di isotopo

Stesso elemento con numero di neutroni diverso.

H
idrogeno
+²₁
deuterio
+³₁
trizio

Più abbondante

²₁

deuterio

6 protoni e 6 elettroni

³₁

trizio

Meno abbondante. Meno abbondante.

³₁

6 protoni e 8 elettroni

Definizione di molecola

Aggregati di atomi stabili

H₂O → u.m.a. = 1(2) + 16 = 18

H₂SO₄ → u.m.a. = 1(2) + 4(16) + 32 = 98

Bilanciamento delle reazioni

1 metodo (tentativi)

2 CH₄ + 1 bO₂ → CO₂ + 2 H₂O
2 metodo (analitico)

a CH₄ + b O₂ → c CO₂ + d H₂O
- C 1a = 1c → a: c = 1:1
- H 4a = 2d → 2a: 2d
- O 2b = 2c + d → 2b: 2c + d = 2
1 CH₄ + 2 O₂ = 1 CO₂ + 2 H₂O

Non si mette la doppia freccia (=) perché è una reazione irreversibile ovvero uno o più reagenti ad un certo punto finiscono.

Errori assoluti e relativi

1,000 g
1,0 g

Se li mettiamo a confronto il primo dato è quello più preciso. ➔ 1,000 g ± 0,0011,0 ± 0,1 ➔ 1,0 ± 0,1

3,1 ±1,000_1,1001,001

Se propaga l'errore assoluto maggiore1,000 ➔ 1,000_4,1

Errore relativo

errore assoluto

Δz = Δz ➔ 0,001 · 100

_numero^1,0001₁₀₀

Errore relativo Δz ➔ 0,1 1_{31^1,1^31₁₀₀}

Si propaga più velocemente ciò che è più grande.

Esercizio

1) % C e % H in nel composto CH₄

% H: u_H · 100 = 1,008 · 100 = 25,13%

_{u_CH₄} 16,049

% C: u_c · 12,01 · 100 = 74,84%

_{u_CH₄} 16,049

u_c = 12,01 u.m.a.u_H = 1,008 u.m.a.

2) H₂SO₄

% H % O % S % O

% H = 1,008 · 2 · 100 = 2,120%_98,078

% S = 32,066 · 100 = 32,694%_98,078

% O = 15,999,4 · 100 = 65,250 %_98,078

Concetto di mole

Per introdurre il concetto di mole, dobbiamo introdurre prima il numero di Avogadro che corrisponde ad una mole;

N = 6.022·10²³ (mole)

È il numero di atomi di C contenuti in 12 grammi di C

N = 12 g : x = 12 U.m.a. : 1 x = 1.66·10^-24

massa H₂O: numero di Avogadro (L) · P.M. (Peso molecolare H₂O)

massa H

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