Esame di Chimica

Teoria atomica di Dalton (1803)

• Le masse sono costituite da atomi che sono indivisibili e indistruttibili.
• Tutti gli atomi di un elemento sono identici.
• Atomi di elementi differenti hanno pesi e proprietà differenti.
• Più atomi insieme formano un composto.
• In un dato composto il numero relativo degli elementi è costante.

Legge di conservazione della massa di Lavoisier (1783)

In una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.

Legge delle proporzioni definite di Proust (1793)

In un composto chimico gli elementi che lo costituiscono sono sempre presenti in rapporti in masse costanti e definiti.

Legge delle proporzioni multiple di Dalton

Quando due elementi si combinano tra loro per formare dei composti, una certa quantità di un elemento si combina con quantità multiple dell'altro che stanno tra loro come numeri piccoli e interi.

Teoria atomica di Dalton (1803)

• Le masse sono costituite da atomi che sono indivisibili e indistruttibili.
• Tutti gli atomi di un elemento sono identici.
• Atomi di elementi differenti hanno pesi e proprietà differenti.
• Più atomi insieme formano un composto.
• In un dato composto il numero relativo degli elementi è costante.

Legge di conservazione della massa di Lavoisier (1789)

In una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti.

Legge delle proporzioni definite C.L. Proust (1799)

In un composto chimico gli elementi che lo costituiscono sono sempre presenti in rapporti in masse costanti e definiti.

Legge delle proporzioni multiple di Dalton

Quando due elementi si combinano tra loro per formare dei composti, delle certe quantità di un elemento si combinano con quantità multiple dell'altro che stanno tra loro con numeri piccoli e interi.

Legge di Gay Lussac (1808)

I volumi dei gas che si combinano, e quelli che si formano in una reazione chimica stanno tra loro in rapporti esprimibili con numeri interi e piccoli.

V₁(Volume)n_X + n_Y = o_p2 V (H₂) + 1 V (O₂) = 2 V (H₂O)^{vapore acqueo}

N.B. Ogni reazione ha un rapporto diverso tra loro.

Ipotesi di Avogadro (1811)

Per spiegare i risultati di Gay Lussac, Avogadro introdusse il concetto di molecola, suggerendo che sostanze gassose come l'idrogeno, il cloro e l'ossigeno non fossero costituite da atomi semplici ma da molecole.

Legge di Avogadro (1811)

Nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole.

Ipotesi di Cannizzaro

Numero atomico

Numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo.

Particelle subatomiche

• Protoni: carica positiva(+1)
• Elettroni: carica negativa(-1) e nessuna massa
• Neutroni: nessuna massa

Numero di massa

Numero totale di protoni e neutroni presenti nel nucleo.

Isotopi

Atomi di uno stesso elemento che hanno numero di neutroni diversi. Es: C (carbonio) 12 ⁶C₆, 3 isotopi (3, 4, 5, 6....) Usiamo isotopi naturali, artificiali e radioattivi.

Massa atomica

È la media ponderata delle masse degli isotopi esistenti in natura.

NB: le masse dei singoli atomi ultraleggeri. Come si usa esempio il carbonio 12 come se fosse 1 la sua.

Massa molecolare

È la somma delle masse di tutti gli atomi presenti nella formula.

La mole

Una mole è la quantità di sostanza pura che contiene 6.02x10²³ di entità elementari.

Costante di Avogadro (N)

La mole è la quantità di sostanza pura che contiene tante particelle elementari quante se ne trovano in 12 g di ₁₂C.

Massa molecolare (M_r)

È un numero di grammi uguale alla massa atomica dell'elemento o molecola del composto). A = massa atomica in g

Numero di moli (n)

n = massa (g) / massa molare (g/mole)

Numero di particelle

Numero di particelle = n (mole) x costante di Avogadro

Composizione percentuale

È la massa di ciascun elemento preso in 100g di composto.

% di un elemento in un composto = massa elemento in 100g di composto / massa molare del composto x 100

Formule chimiche

Formula bruta: è una formula di un composto che riporta gli elementi chimici e il numero di atomi di ciascun elemento.