Chimica prof. Celiberto, Mastrorilli

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In questo file sono presenti tutti gli appunti delle lezioni di Chimica generale del Prof. Celiberto, i quali includono ogni argomento necessario per l'esame scritto, ma soprattutto per la prova …

Esame Chimica generale e inorganica

Facoltà Ingegneria i

Dal corso del Prof. Celiberto Enrico

Università Politecnico di Bari

A.A. 2015-2016

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Chimica

Massa e carica delle particelle subatomiche

Massa
Elettrone: 9,103∙10^-31 Kg
Protone: 1,673∙10^-27 Kg
Neutrone: 1,675∙10^-27 Kg

Carica
-1,602∙10^-19 C
+1,602∙10^-19 C
0

A = n^o massa = n^o protoni + neutroni
Z = n^o atomico = n^o protoni

Elementi chimici

Definizione storica: elemento che non si può scomporre.
Idrogeno: H
Carbonio: C

Esistono altri tipi di idrogeno e carbonio, che variano in base al n^o di neutroni (sono detti isotopi).

Molecola

La quantità più piccola di una sostanza che non può essere divisa mantenendo le stesse caratteristiche. Aggregato stabile di atomi.

N^o di Avogadro: N = 6,022∙10²³

Peso atomico e unità di massa atomica

Peso atomico del carbonio: 1,33∙10^-23
1 u.m.a = ¹⁄₁₂ P.A. Carbo = unità di massa atomica

Atomo

Elemento	P.A. (u.m.a.)
C	12
O	16
H	1
N	14
Cl	35,45
H₂O	18
CH₄	16
S	32

Peso molecolare (P.M.)

1 u.m.a. = 1,6605 × 10^-24 g
1 u.m.a. = Dalton

In una mole abbiamo un numero di particelle pari al n° di Avogadro.
N × 1,6605 × 10^-24 g = 1 g

Massa e mole

Massa = inerzia della materia - Mole = quantità della materia
Peso Mole: peso di una mole di una sostanza
1 mole: P.M. (g) = n mole: massa (g)

Reazione chimica

Reagenti → Prodotti
Può anche accadere il contrario. La massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti.

C₇H₂-CH₄ → C+2H₂ = CH₄
Non è bilanciata.

Stechiometria

Bilanciamenti
Trasformazione in mol
Studio della quantità molare (rei. completa o mol. in eccesso)

Zn + HCl → ZnCl₂+H₂
50g di Zn → 13,5 g HCl
m = ₅₀/^65,38 = 0,763 mol
m = _13,5/^36,45 = 0,3704 mol

Se almeno uno dei due reagenti si esaurisce, si detta composta.
Rapporto Stechiometrico = moli di HCl
Rapporto Reale = moli di Zn
Il Zn è in eccesso.

(HCl):(Zn) = (2:1) = 0,3704(HCl) x (Zn)2HCl + 1H₂ = 0,3704·xZn HCl₂ + H₂

Mols vis = _Zn/^0,7639
Mols consisto = 0,3704 - 0,3704
Mols finali = 0,3704 - 0,185

Gas perfetti

Le reazioni chimiche si fanno con reagenti in fase gassosa. Le caratteristiche di un gas si misurano in base alle:

Pressione (p)
Temperatura (T)
Volume (V)
Numero di mole (n)

P, V, T, n sono detti, in termodinamica, variabili di stato. Il volume e il n° di moli sono di natura estensiva, cioè dipendono dall'estensione del sistema. La pressione e la temperatura sono di natura intensiva, cioè sono le stesse qualsiasi sia l'estensione del sistema.

Verranno trattati solo i gas perfetti, cioè i gas le cui variabili di stato soddisfano l'equazione: pV = nRT

_{dove R è una costante universale che dipende dalle unità di misura}
R = 0,0821 l atm/mol K
R = 1,98 ca/mol K
R = 8,31 J/mol K

Volume uguale di gas diversi misurati nelle stesse condizioni di p e T contengono lo stesso numero di mole (legge di Avogadro).

Trasformazioni di un gas perfetto

È una sequenza di stati di equilibrio per cui vale pV = nRT e dove le variabili di stato cambiano. Le trasformazioni senza vincoli Il gas subisce una trasformazione in cui contemporaneamente variano P, V, T: P₁V₁/_T₁= P₂V₂/_T₂= k

Quindi PV = costante T: ISOTERMA

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