Riassunto di chimica - marzo 2013 · Marzo&2013& 4& CHIMICA&& & & & & & & & &&&&&Thomas&Fraling&& L’atomo& & 2.&Gli&isotopi&e&l’isotopia& & Il&primo&problemache&indusse&gli&scienziati&aparlare&di

Marzo  2013   1  

CHIMICA                                                Thomas  Fraling      L’atomo    1.  Modelli  atomici      Tra   i  molti   scienziati   che   studiarono   l’atomo  spicca   J.  Thomson,   il   quale   contribuì  notevolmente  alla  scoperta  del  modello  atomico.    Lui  fu  il  primo  a  dire  che  dentro  all’atomo  ci  sono  più  cariche,  precisamente   due:   positiva   e   negativa;   dunque   fu   anche   il   primo   a   parlare   dell’esistenza   di  elettroni.   Thomson   immaginò   l’atomo   come   una   sfera   costituita   da   carica   positiva,   cioè   pieno,  all’interno  della  quale  si  trovano  gli  elettroni,  in  numero  tale  che  la  carica  totale  sia  nulla.                        

   Thomson  non  seppe  determinare  con  precisione  la  carica  dell’elettrone,  ma  gli  attribuì  la  carica  -­‐  1  u.e.s.  (unità  elettrostatica).  Come  si  vede  nel  disegno  le  cariche  si  annullano:  due  cariche  positive  e  due  cariche  negative.  Questo  modello  venne  anche  chiamato  modello  dell’anguria  o  a  panettone.  Thomson   dunque   immagina   l’atomo   pineo   e   divisibile,   perché   queste   particelle   possono   essere  strappate  dall’atomo.  L’idea  degli  elettroni  sarà  confermata  successivamente  da  Rutherford.          E.  Rutherford,  nella  speranza  di  ottenere  informazioni,  fece  eseguire  un  esperimento  di  diffusione  delle  particelle  α  (alfa)  attraverso  un  sottile  foglio  metallico.  Decise  di  usare  come  pistola  il  radio,  emettitore  naturale  di  particelle,  furono  perfetti  per  l’esperimento  perché  Rutherford  scoprì  che  il  radio  era  doppiamente  ionizzato  e  dunque  aveva  perso  due  elettroni  (carica  2+).  Questi  proiettili  furono  in  grado  di  attraversare  la  sottile  lastra  di  metallo.  Si  affermò  quanto  detto  da  Thomson:  le  particelle   α   deviarono,   attraversando   la   lastra   di   metallo.   Questa   deviazione   è   dovuta   alla  presenza  di  elettroni  all’interno  dell’atomo,  essendo  di  carica  opposta  delle  particelle  α.  Gli  atomi  sono  distribuiti  in  modo  omogeneo  e  le  deviazioni  sono  completamente  casuali.        

Quando  Rutherford  vide  che  alcune  particelle  α  tornarono  indietro,   al   posto   di   subire   solamente   di   una   deviazione,  propose  un  nuovo  modello  atomico.  Rutherford  scoprì  che  la   materia   all’interno   dell’atomo   non   è   distribuita  omogeneamente:   l’atomo  è   quasi   interamente   vuoto   e   la  maggior   parte   della   materia   si   trova   nel   nucleo   di   carica  positiva,   intorno  ad  esso  orbitano  gli  elettroni  (-­‐).   Il  nuovo  modello   prese   il   nome  di  modello   orbitale   di   Rutherford.  Naturalmente   le   particelle   α   che   passano   a   una   grande  distanza   dal   nucleo   subiranno   una   deviazione   molto  piccola,   mentre   l’elettrone   viene   strappato   dall’atomo  (ionizzazione);   le  particelle  α  che  passano  vicino  al  nucleo  provocano  una  grande  deviazione  o  addirittura  rimbalzano.  

2+  

  =  Elettrone  (carica  negativa)  Modello  atomico  di  Thomson  

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CHIMICA                                                Thomas  Fraling      L’atomo    Rutherford  immaginò  l’atomo  in  questo  modo,  già  più  vicino  alla  realtà:      

   Attraverso   l’esperimento  eseguito,  Rutherford  poté  stimare   il  diametro  del  nucleo  dell’atomo  di  oro  (oro  fu  il  materiale  più  adeguato  per  l’esperimento):  il  diametro  del  nucleo  è  circa  1  /  20.000  del  diametro  dell’atomo.      Dopo  l’elettrone  (e-­‐)  fu  scoperto  il  protone  (p+).  L’idrogeno  ionizzato  ha  carica  +1,  vuol  dire  che  ha  solamente  un  elettrone;  H+  ha  una  massa  di  1  uma  e  dunque  Thomson  disse  che  era  costituito  da  una   particella   elementare   chiamata   protone.   L’atomo   di   idrogeno   è   dunque   formato   da   un  protone  di  carica  +1  e  di  massa  circa  1  uma  e  di  un  elettrone  di  massa  circa  1  /  20.000  di  uma  e  di  carica  -­‐1:  l’atomo  e  neutro  e  di  massa  complessiva  circa  1  uma.  Il  secondo  elemento  esaminato  fu  l’elio:   ha   massa   di   circa   4   uma   e   possiede   due   elettroni,   di   conseguenza   deve   possedere   due  cariche  positive,  ossia  due  protoni;  ma  un  atomo  formato  da  due  protoni  e  due  elettroni  avrebbe  massa  di  circa  2  uma  e  non  4  uma.    Nel  1920,  Rutherford,   ipotizzò  l’esistenza  di  una  seconda  particella  all’interno  del  nucleo  priva  di  alcuna  carica  elettrica,  la  chiamò  neutrone  (n).  Nel  1932  l’ipotesi  si  confermò,  grazie  agli  studi  di  un  allievo  di  Rutherford,  Chadwick.  Grazie  a  questo  si  risolsero  due  problemi:  avendo  la  massa  di  circa   1   uma   il   neutrone,   la   massa   complessiva   dell’elio   risultò   giusta,   cioè   due   protoni   e   due  neutroni   nel   nucleo   e   2   elettroni   al   di   fuori   del   nucleo   hanno  massa   di   circa   4   uma;   inoltre   il  neutrone  dimostrò  la  presenza  di  forze  forti,  senza  le  quali  l’atomo  tenderebbe  a  separarsi  a  causa  delle  forze  repulsive  dei  protoni  (p+).      Sulla  base  delle  scoperte  dell’elettrone,  del  protone  e  del  neutrone  l’atomo  viene  definito  da  due  numeri:  A  e  Z.  A  sta  per  la  somma  del  N°  di  neutroni  (n)  e  il  N°  di  protoni  (p+),  invece  Z  sta  per  il  numero  di  protoni  (Z  è  indicato  sulla  tabella  periodica  degli  elementi).  A  e  Z  sono  indicati  in  questo  modo  accanto  al  simbolo  dell’atomo:  

 Un  esempio  per  capire  meglio:  13C  (carbonio  13),  Z  non  viene  indicato  di  solito  perché  si  trova  sulla  tabella  periodica  degli  elementi.    A  =  N°  di  massa  nuclidica,  inoltre  indentifica  l’isotopo  (vedi  dopo);  Z  =  N°  atomico.        

    NB:  A  ≠  massa  dell’elemento.      Gli  elettroni  corrispondono  al  numero  di  protoni  ma  solamente  se  non  sono  presenti  cariche,  cioè  quando   l’atomo  è  neutro;   se   sono   invece  presenti   delle   cariche  positive  o  negative   e   l’atomo  è  dunque  ionizzato  bisogna  seguire  questo  schema:      

Xn+    N°e-­‐  =  Z  -­‐  n  Xn-­‐    N°e-­‐  =  Z  +  n      

NB:  nello  schema  sopra  la  “n”  non  indica  i  neutroni,  ma  di  quante  cariche  è  dotato  l’atomo.    

=  elettrone  (negativo)    =  nucleo  (positivo)  

Modello  atomico  di  Rutherford    

X  Z  

A  

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CHIMICA                                                Thomas  Fraling      L’atomo    Schematizziamo  e  fissiamo  i  concetti  fondamentali  del  capitolo  1:        1   -­‐  Modello   atomico  di   Thomson:   sfera   costituita  da   carica  positiva,   cioè  piena,   all’interno  della  quale  si  trovano  gli  elettroni  (e-­‐),  in  numero  tale  che  la  carica  totale  sia  nulla.    2   -­‐  Esperimento  di  Rutherford:  diffusione  delle  particelle  α  attraverso  una   lastra  metallica  molto  sottile   (oro).   Le   particelle   α   subirono   delle   deviazioni   a   causa   degli   elettroni.   Grazie   ad   esso  possiamo  affermare  la  presenza  di  elettroni  e  la  carica  positiva  del  nucleo.      3  -­‐  Modello  atomico  di  Rutherford:  l’interno  dell’atomo  non  è  omogeneo,  infatti  la  maggior  parte  della  materia  si  trova  nel  nucleo  di  carica  positiva,  attorno  ad  esso  orbitano  gli  elettroni  in  modo  che  la  carica  sia  nulla.  Tra  il  nucleo  e  gli  elettroni  c’è  niente,  il  vuoto.      4  -­‐  Scoperta  del  protone  e  del  neutrone:  il  protone  è  la  parte  positiva  del  nucleo,  invece  i  neutroni  sono   privi   di   alcuna   carica   elettrica,   ma   sono   dotati   di   cosiddette   forze   forti   grazie   alle   quali   i  protoni  non  si  respingono,  essendo  della  stessa  carica.  Il  neutrone  fu  una  logica  successione  della  scoperta  del  protone,  visto  il  problema  dell’elio.      5  -­‐  Per  indicare  il  N°  di  protoni  (p+)  usa  Z,  la  somma  dei  protoni  e  neutroni  (n)  si  indica  con  A.  Il  N°  di  elettroni  (e-­‐)  è  uguale  al  N°  di  protoni  ma  non  se  l’atomo  è  ionizzato  perché  in  quel  caso  bisogna  sottrarre  le  carica  a  Z  se  l’atomo  è  positivo  e  aggiungere  le  cariche  a  Z  se  è  negativo.         Massa     Carica    Protone  (p+)   1,0073  uma   +  1  u.e.s.    Neutrone  (n)   1,0087  uma     (neutro)    Elettrone  (e-­‐)   5,520  x  10-­‐4  uma     -­‐  1  u.e.s.    Nota  dell’autore:    Per  maggiori   informazioni   e   in   preparazione   al   test   sarebbe  utile   leggere   la   scheda   sulla   natura  elettrica  della  materia,  si  trova  tra  i  fogli  del  fascicolo  sull’atomo.  Naturalmente  potete  consultare  tutte  le  schede  sull’atomo,  per  ulteriori  approfondimenti  o  specificazioni.  Il  prossimo  capitolo  sarà  sugli  isotopi  e  sull’isotopia,  argomento  legato  all’atomo  tramite  i  neutroni  e  protoni.  Inoltre  devo  sottolineare  un  fatto  molto  importante:  questo  riassunto  non  è  fatto  per  studiare  in  preparazione  al   test,   ma   solamente   per   ripassare   quello   che   uno   dovrebbe   già   sapere.   Non   voglio   evitare   a  nessuno  di   leggere   i  miei  documenti  riassuntivi  ma  voglio  evitare  che  poi  qualcuno  si   lamenta  di  aver  preso  un  voto  non  abbastanza  sufficiente  a  causa  delle  mie  spiegazioni  sbagliate;  inoltre  non  voglio  che  questo  documento  sia  visto  come  la  base  di  studio  per  l’esame,  ma  vale  la  pena  leggerlo  una   volta   per   appunto   rivedere   e   ricontrollare   le   conoscenze   sull’argomento.  A   tutti   voi   che  mi  fate  il  piacere  di  leggere  i  miei  riassunti:  grazie.  Questo  grazie  è  rivolto  a  tutti  i  cari  lettori  e  anche  a  quelli  che  forse  per  sbaglio  lo  hanno  usato  come  bigino  durante  un  test.  Vi  auguro,  anche  per  i  successivi  anni,  un  buon  proseguimento  nella  lettura  dei  miei  documenti  riassuntivi,  che,  ricordo,  sono  fatti  per  semplificarvi  la  preparazione  a  degli  esami  tanto  difficili.        

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CHIMICA                                                Thomas  Fraling      L’atomo    2.  Gli  isotopi  e  l’isotopia      Il  primo  problema  che  indusse  gli  scienziati  a  parlare  di  isotopi,  fu  la  massa  del  cloro.  Il  cloro  ha  17  protoni  e  17  elettroni  che  assieme  hanno  una  massa  di  17  uma,  ma  la  massa  dell’atomo  risulta  di  35.5  uma,  se  si  tolgono  i  17  uma  dalla  massa  dell’atomo  arriviamo  a  una  massa  restante  di  18.5  uma,  numero  che  non  si  giustifica  (non  ci  possono  essere  18  e  mezzo  neutroni  nel  nucleo).  Sembra  quasi  che  ci  sono  più  atomi  dello  stesso  tipo  ma  con  masse  diverse  e  che  35.5  sia  la  media  tra  le  due  masse.    Questi   atomi   identici   dal   punto   di   vista   chimico  ma   con  masse   diverse   furono   chiamati   isotopi.  L’esistenza  degli   isotopi   si  dimostrò  con   lo   spettrografo  di  massa,   con   il  quale  Thomson  e  Aston  eseguirono   un   esperimento   nel   1912.   Degli   ioni   Ne+   vennero   accelerati   da   una   lastra   caricata  negativamente  e  dotata  di  una  fessura  la  quale  lasciò  passare  uno  stretto  fascio  di  ioni.  In  seguito  gli  ioni  vennero  deviati  da  un  campo  magnetico  e  finendo  su  una  lastra  fotografica.  Si  osservò  che  gli  ioni  arrivarono  in  due  punti  della  lastra,  dunque,  essendo  alla  stessa  velocità  e  avendo  l’identica  carica  positiva,   solo  una  differenza  di  massa  poté   spiegare   la  deviazione.  Grazie  all’osservazione  della   deviazione,   Thomson   riuscì   a   determinare   la  massa   dei   due   atomi:   20   e   22   uma.   Il   primo  atomo   possiede   perciò   10   protoni,   10   elettroni   e   10   neutroni,   invece   il   secondo   possiede   10  protoni,  10  elettroni  ma  12  neutroni.  Definiamo  cosa  è  un  isotopo:    -­‐  sono  atomi  che  hanno  lo  stesso  numero  atomico  (N°  p+)  ma  un  numero  diverso  di  neutroni  (in  sintesi  cambia  A,  ma  rimane  uguale  Z).      Adesso   però   sorge   una   domanda:   perché   la  massa  media   del   neon   (Ne)   è   di   20.1   e   non   di   21,  avendo  due  isotopi  di  massa  20  e  22?  La  riposta  è  semplice:  Il  20Ne  è  molto  più  presente  in  natura  rispetto  al  22Ne,  precisamente  il  20Ne  costituisce  il  90%  del  neon  presente  in  natura.    Del  carbonio  ci  sono  3  isotopi,  il  12C,  il  13C  e  il  14C.  Il  12C  è  presente  con  il  98,9  %  in  natura,  gli  altri  due   isotopi   sono   presenti   in   pochissime   quantità.   Per   questa   ragione   la   Commissione   dei   Paesi  Atomici   ha   deciso   di   definire   il   12C   come   elemento   di   riferimento   per   le  masse   atomiche   degli  elementi  e  l’hanno  usato  per  definire  la  mole:  siccome  la  massa  di  un  atomo  di  12C  è  esattamente  12  uma,  una  mole  corrisponde  al  numero  degli  atomi  che  ci  sono  in  12  g  di  12C  (6.022  x  1023).      

Ecco   l’atomo   definitivo   secondo   il   modello   orbitale,   basato   sugli  studi  di  Thomson  e  Rutherford.  Le  palline   rosse   indicano   i  protoni,   invece   le  palline  nere   sono  gli  elettroni  che  si   trovano  al  di   fuori  del  nucleo.  Oltre  ai  protoni  nel  nucleo   troviamo   i   neutroni   (palline   blu)   che   rendono   possibile   la  tranquilla   vicinanza  dei   protoni,   essendo   tutti   di   carica  positiva   si  respingerebbero,  ma  grazie  ai  neutroni  si  tengono  assieme.    Riassumendo:  -­‐   Isotopi:   atomi   dello   stesso   elemento   e   a   sua   volta   dotati   delle  stesse  caratteristiche  chimica,  ma  con  numero  di  protoni  diversi  e  perciò  con  masse  diverse.  Gli  isotopi  si  identificano  grazie  ad  A  (N°  di  protoni  più  N°  di  neutroni),  esempio:  12C,  13C  e  14C  (Z  è  uguale).  

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CHIMICA                                                Thomas  Fraling      L’atomo    3.  Difetto  di  massa         Massa     Carica    Protone  (p+)   1,007276  uma   +  1  u.e.s.    Neutrone  (n)   1,008665  uma     (neutro)    Elettrone  (e-­‐)   5,549  x  10-­‐4  uma     -­‐  1  u.e.s.    La  tabella  sopra  indica  la  massa  (in  uma)  precisa  del  protone,  del  neutrone  e  dell’elettrone;  cioè  le  tre   particelle   elementari   che   costituiscono   gli   atomi.   Per   spiegare  meglio   facciamo  un   esempio:  4He  è   formato  da  2  protoni,  2  neutroni  e  2  elettroni;   la   somma  delle  masse  delle  particelle   che  costituiscono   l’4He   risulta   essere   4,032980   uma,  ma   la  massa   dell’atomo   di   4He   è   leggermente  inferiore:  4,002603.   La  differenza   tra   la  massa  delle  particelle   che   costituiscono  un  determinato  atomo  e  la  massa  di  questo  atomo,  si  chiama  difetto  di  massa;  per  il  4He  il  difetto  di  massa  è:  Δm  =  0,030377  uma.  Questa  perdita  di  materia  è  dovuta  alla  liberazione  di  energia,  a  causa  dell’unione  delle  particelle  per   formare   l’atomo:   la  materia  persa   si   è   trasformata   in  energia.   I  processi   che  legano  le  particelle  (e-­‐,  n,  p+)  si  chiamano  processi  nucleari.  La  famosa  formula  di  Einstein  lega  la  materia  e  l’energia:  ΔE  =  Δm  x  c2;  c  =  velocità  della  luce;  ΔΕ  energia  liberata  o  utilizzata  per  creare  materia.    Riassumendo:  il  difetto  di  massa  (Δm)  è  dovuto  alla  liberazione  di  energia,  che  necessita  materia,  durante  la  creazione  di  un  atomo  (processo  nucleare);  la  materia  persa  è  il  difetto  di  massa.    4.  La  radioattività      La  radioattività  è  un  processo  spontaneo  nel  quale  un  atomo  perde  energia  sotto  forma  di  materia  o  sotto  forma  di  onde  elettromagnetiche  (raggi  γ).  Essa  fu  scoperta  nel  1896:  si  notò  che  l’uranio  emise  dei  raggi  capaci  di  attraversare  la  materia  e  che  liberò  tanta  energia.  In  seguito  Rutherford  scoprì  che  esistono  tre  tipi  di  raggi:  α,  β  e  γ;   i  tre  tipi  di  raggi  furono  deviati  diversamente  da  un  campo  magnetico.      4.1  Il  decadimento  radioattivo      Sappiamo   che   la   radioattività   è  un   fenomeno   spontaneo,   cioè  non  possiamo  prevedere  quando  una  singola  trasformazione  accadrà,  e  non  possiamo  impedirlo.  Quando  si  ha  un  numero  elevato  di   atomi   radioattivi   di   un   determinato   tipo,   si   può   invece   calcolare   quanti   atomi   subiranno  una  trasformazione.  Visto  che  è  possibile  contare  i  singoli  raggi  α  emessi  da  una  nota  quantità  di  atomi  radioattivi   in   un   determinato   tempo,   si   può   calcolare   quanto   tempo   sarà   necessario   perché   la  metà  degli  atomi  subisca  il  decadimento.  Questo  tempo  si  dice  tempo  di  dimezzamento  (T  1

2),  ad  

esempio:  il  tempo  di  dimezzamento  del  238U  è  di  4,5  miliardi  di  anni.  Per  l’altra  metà  dell’uranio  ci  vorranno  altri  4,5  miliardi  di  anni  finché  sia  decaduto.  Vale   la  pena  ricordare  che   il  decadimento  radioattivo  è  un  processo  nucleare  e  si  divide  in  decadimenti  artificiali  e  naturali.          

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CHIMICA                                                Thomas  Fraling      L’atomo    4.1.1  Il  decadimento  α  (naturale)      Durante  un  decadimento  α  l’atomo  subisce  una  notevole  trasformazione:  il  numero  di  massa  (A)  diminuisce  di  4,  invece  il  numero  atomico  (Z)  diminuisce  di  2.  Lo  schema  dunque  è  il  seguente:      

 X!!     α24  +    YZ  -­‐  2A  -­‐  4  ;  “”  =  decadimento  α.  4α  =  4He  (Z  =  2).    

 Esempio:    

Po84210     α24  +   Pb82

206      Nell’esempio  si  può  notare  che  la  somma  di  A  e  Z  rimane  uguale,  cioè  si  conserva;  questa  regola  vale  per  tutti  i  decadimento  che  vedremo  in  seguito.  Inoltre  durante  questo  decadimento  cambia  l’isotopo.      4.1.2  Il  decadimento  β-­‐  (naturale)        Durante  un  decadimento  β-­‐  (=  e-­‐)  A  rimane  uguale,  invece  Z  aumenta  di  1.  Lo  schema  generale  è:        XZA     β-­‐1

o  +   YZ+1A    

 Anche  qui  si  può  notare  che  la  somma  di  A  e  Z  rimane  uguale  prima  e  dopo  il  decadimento  β-­‐.      4.1.3  Il  decadimento  γ  (naturale)    Durante  un  decadimento  attraverso  i  raggi  γ,  A  e  Z  rimangono  uguali  ma  grazie  al  decadimento  γ  l’atomo  si  stabilizza,  per  esempio  dopo  un  decadimento  β-­‐.   Infatti   il  decadimento  γ  avviene  solo  quando  un  atomo  è  contrassegnato  con  un  asterisco  (segno  per  instabilità),  che  viene  tolto  dopo  il  decadimento  γ.  Inoltre  γ  ha  il  numero  atomico  e  il  numero  di  massa  uguale  a  0.  Il  decadimento  γ  non  fa  cambiare  l’isotopo,  stabilizza  solamente  l’atomo.      Esempio:      Co27

60     β-­‐1o  +   Ni28

60 *     (instabile)      Ni!"

!" *     γ00  +   Ni28

60       (stabile)    4.1.4  Il  decadimento  β+  (artificiale)        XZA     β+1

o +  +   YZ-­‐1A    

 Dopo  il  decadimento,  il  numero  di  massa  (A)  rimane  uguale,  invece  Z  diminuisce  di  uno.    

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CHIMICA                                                Thomas  Fraling      L’atomo    4.1.5  Cattura  elettrica  (artificiale)        XZA  +  C.E.     YZ-­‐1

A    Durante  questo  decadimento  artificiale  un  elettrone,  dall’esterno,  è  entrato  nel  nucleo  cambiando  carica  (e-­‐);  il  decadimento  si  può  dunque  scrivere  così:    p1

1  +   e-­‐10     n01    

 Si  può  notare  sopra  che  anche  in  questo  decadimento  A  e  Z  si  conservano,  come  per  tutti  i  tipi  di  decadimenti  visti  precedentemente.        4.1.6  I  simboli  dei  decadimenti      β!!! -­‐  =   e!!

! -­‐         D12  =   d12  =   H12        

 β+1

o +  =   e+1o +         T13  =   H13    

 n01               α24  =   He2

4    p1

1 +  =   H11        5.  Concentrazioni      Prima  di  tutto  definiamo  cosa  è  una  concentrazione:    -­‐  esprime  la  quantità  del  soluto  (massa,  volume  o  moli)  rispetto  alla  quantità  della  soluzione  (m,  v).      Ci  sono  tre  modi  per  esprimere  la  concentrazione,  ecco  le  tre  formule  per  calcolarle:      -­‐  Concentrazione  molare  (CM):        

CM  =  Moli  del  soluto  

Volume  della  soluzione  (in  litri)    (unità  di  misura:  M,  molare).    

 Ne  derivano  le  seguenti  formule:    

 Moli  del  soluto  =  CM  x  volume  della  soluzione  (in  litri)      Volume  della  soluzione  (in  litri)  =   Moli  del  soluto  

Concentrazione  molare    

Marzo  2013   8  

CHIMICA                                                Thomas  Fraling      L’atomo    5.  Concentrazioni      -­‐  Concentrazione  massa  /  volume    

Cm/v  =  Massa  del  soluto  (in  grammi)Volume  della  soluzione  (in  litri)

   (unità  di  misura:  g/L).      Ne  derivano  le  seguenti  formule:      

Massa  del  soluto  =  Cm/v  x  volume  della  soluzione  (in  litri)      Volume  della  soluzione  (in  litri)  =   Massa  del  soluto  

Concentrazione  massa  /  volume    

   -­‐  Percentuale  della  massa      

%m  =  Massa  del  soluto  (in  grammi)  

Massa  della  soluzione  (in  grammi)    x  100    

 Ne  derivano  le  seguenti  formule:    

 Massa  del  soluto  (in  grammi)  =  Massa  della  soluzione  (in  grammi)  x  percentuale  della  massa  

100    

 Massa  della  soluzione  (in  grammi)  =  Massa  del  soluto  (in  grammi)  

Percentuale  della  massa    x  100  

   Come  passare  da  una  concentrazione  /  percentuale  all’altra  concentrazione  /  percentuale  ?      -­‐        -­‐  Per  poter  convertire  Cm/v  e  CM  alla  percentuale  della  massa  o  viceversa  devo  conoscere  la  densità  della  soluzione,  perché:            NB:  se  in  un  esercizio  non  è  espresso  il  solvente,  è  l’acqua.                    

x  M  CM  

:  M  Cm/v  

Volume  soluzione     Massa  della  soluzione    x  densità  

:  densità