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chimica ponderale

Qui di seguito illustrerò, in maniera molto schematica, alcuni concetti importanti per la comprensione del modulo di chimica ponderale:

  • isotopi
  • unità di massa atomica
  • peso atomico
  • peso molecolare
  • legge della conservazione della massa (legge di Lavoisier)
  • legge delle proporzioni definite (legge di Proust)
  • legge delle proporzioni multiple (legge di Dalton)

Isotopi

Sono atomi che hanno lo stesso numero di protoni (quindi lo stesso numero atomico) ma diverso numero di neutroni. Gli isotopi dello stesso elemento hanno proprietà chimiche identiche.

Esempio: gli isotopi dell'idrogeno

prozio 1H (nessun neutrone)

deuterio 2H (un neutrone)

trizio 3H (due neutroni)

Ciò che li differenzia è la massa atomica: siccome in natura un elemento è presente spesso come un miscuglio di isotopi diversi, essi possono essere separati mediante sistemi che sfruttano questa loro differente massa (ad esempio lo spettrometro di massa).

 

Unità di massa atomica (u.m.a.)

Si indica con u e vale 1,66•10-24 g. È uguale alla dodicesima parte della massa dell'isotopo 12 del carbonio (dato che esso è molto diffuso e molto abbondante); si considera un nucleone legato. Si preferisce utilizzare un nucleone legato dato che esiste un difetto di massa (un nucleone legato ha una massa leggermente inferiore a quella di un nucleone libero).

Esercizio: un atomo di cadmio con 64 neutroni ha una massa pari a 111,92 u. Qual è la sua massa in grammi?

m(g) Cd = 111,92 u • 1,66•10-24 g/u = 1,86 • 10-22 g

 

Peso atomico (P.A.)

Visto che quasi tutti gli elementi sono costituiti da due o più isotopi, si utilizza il peso atomico, espresso in u, ottenuto sommando il contributo della massa di tutti gli isotopi, tenuto conto delle loro percentuali di abbondanza relativa.

Esempio: massa atomica dell'ossigeno (tenendo conto che si presenta con tre isotopi diversi)

  massa (u) abbondanza %
16O 15,994915 99,762
17O 16,999131 0,038
18O 17,999160 0,200

Calcoliamo prima il contributo fornito da ciascun isotopo:

a) 15,994915u • 0,99762 = 15,957u

b) 16,999131u • 0,038 = 6,5•10-3 u

c) 17,999160u • 0,002 = 3,60•10-2 u

Ora possiamo calcolare il peso atomico dell'ossigeno:

P.A. O = (15,957 + 6,5•10-3 + 3,60•10-2 ) u = 15,999 u (è quello riportato nella tavola periodica degli elementi).

 

Peso molecolare (P.M.)

Il peso molecolare di una sostanza chimica è uguale alla somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che la costituiscono (stando bene attenti a moltiplicare il P.A. per il numero di atomi con cui compare nella formula).

Esempio: calcoliamo il P.M. del solfato di sodio Na2SO4

P.M. Na2SO4 = 2•22,99u + 32,07u + 4•16u = 142,1 u

I pesi atomici li troviamo su qualsiasi tavola periodica degli elementi; il peso atomico dell'ossigeno è stato approssimato per eccesso.

 

Legge della conservazione della massa (legge di Lavoisier)

La somma delle masse delle sostanze che reagiscono nelle reazioni chimiche è uguale alla somma delle masse delle sostanze che vengono prodotte, cioè la materia nel corso delle reazioni chimiche non può essere creata, né distrutta.

 

Legge delle proporzioni definite (legge di Proust)

Quando due o più elementi si combinano tra loro per dare un composto, lo fanno secondo rapporti di massa determinati e costanti.
Ad esempio nell'acqua il rapporto esistente tra idrogeno e ossigeno, rapporto inteso come massa, è di 1:8.

 

La legge delle proporzioni multiple di Dalton (legge di Dalton)

Quando due elementi si combinano tra loro per dare più composti, una stessa quantità di uno dei due elementi si combina con quantità multiple dell'altro. Queste quantità multiple stanno tra loro come numeri piccoli e interi.

Ad esempio 12 g di carbonio possono reagire con 16 g di ossigeno, per dare CO oppure con 32 g di ossigeno, dando CO2. 16 e 32 stanno tra loro come 1:2.

Dalton utilizzò queste evidenze sperimentali per dimostrare la natura particellare della materia; cioè il comportamento visibile a livello macroscopico riflette la natura discontinua della materia.

Ora che sai tutto di questo argomento, che ne dici di metterti subito alla prova con quello che hai appreso?

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