Massa (o peso ) atomica  relativa di un atomo (M.A.)

È il numero che esprime il rapporto tra la massa assoluta di un atomo (per la precisione del suo nucleo) e la unità di massa atomica u. Questo numero è quasi esattamente uguale al numero di massa A (esattamente uguale solo nel caso di ).
Si  dice, ad esempio, che la massa atomica (relativa) di è 12 u o più semplicemente 12.

Massa atomica  (peso atomico ) relativa di un elemento (M.A.)

È il numero che esprime il rapporto tra la massa assoluta di un elemento e la unità di massa atomica u.
Nella tavola periodica della figura XX, i vari numeri di massa degli elementi sono scritti sotto ciascun simbolo chimico e sono in genere dei numeri non interi.
Se ad esempio si trascura la presenza dell’isotopo( M.A. = 13,003354). Riferendosi al carbonio si potrà pertanto dire che la sua massa atomica relativa (media) è:

M.A. = 12 ´ 0,98892 + 13,003354 ´ 0,1108 = 12,011

Come già detto in precedenza (vedi XX), la massa assoluta di un atomo sarà dunque m = M.A. ´ u e quindi nel caso del carbonio ad esempio, la sua massa assoluta (media) sarà m =  12,011 ´ 1,66 ´ 10-24 g = 1,995´ 10-23 g
Un generico atomo di H pesa mediamente: 1,00797 ´ 1,66 ´ 10-24 = 1,67 ´ 10-24 g.
Un generico atomo di O pesa mediamente: 15,9994 ´ 1,66 ´ 10-24 = 2,66 ´ 10-23 g.

Massa molecolare (peso molecolare)

Grandezza analoga alla massa atomica (sia assoluta sia relativa) ma riferita a una molecola.
Nel caso dell’acqua, ad esempio, la sua massa molecolare relativa (media) è:

2 ´ M.A. di H + M.A. di O = 2 ´ 1,00797 + 15,9994 = 18,01534

Più semplicemente, a livello pratico, si è solito scrivere che la massa molecolare dell’acqua è 2 ´ 1 + 16 = 18.

Peso formula

Equivale alla massa molecolare relativa ma è riferita a composti chimici non molecolari e in particolare ai composti ionici.
Ad esempio, la formula del cloruro di sodio è NaCl (sale da cucina). Non esiste una molecola di NaCl propriamente detta ma solo una struttura in cui, mediamente, per ogni atomo di sodio (Na) è presente un atomo di cloro (Cl). Non è pertanto corretto parlare di massa molecolare di NaCl ma è preferibile dire che il peso formula di NaCl è 23 + 35,5 = 58,5.

Massa molare (M.M.)

È la massa (peso) di 1 mole di qualsiasi sostanza.
Viene espressa in g·mol-1. È numericamente (ma non dimensionalmente!) uguale alla massa atomica (relativa).
Il concetto di mole e di massa molare permettono di passare agevolmente da una formula ai pesi dei reagenti e prodotti e viceversa. Vediamo un esempio.
La reazione chimica bilanciata per ottenere acqua a partire da idrogeno e ossigeno gassosi è:

2H2 + O2 à 2H2O
Leggendo la tavola periodica si evince che:
M.A. di H ≈ 1 per cui M.M.di H = 1 g·mol-1 e M.M. di H2 ≈ 2 g·mol-1 (2 = 1 ´ 2) il che significa che 1 mole di H2 pesa 2 grammi.
M.A. di O ≈ 16 per cui M.M.di O = 16 g·mol-1 e M.M. di O2 ≈ 32 g·mol-1 (32 = 16 ´ 2) il che significa che 1 mole di O2 pesa 2 grammi.
Dalla reazione (bilanciata!) io so che 2 molecole di idrogeno (gassoso) reagiscono con 1 molecola di ossigeno (gassoso) per dare 2 molecole di acqua. Questo significa anche che 2 moli di idrogeno (gassoso) reagiscono con 1 mole di ossigeno (gassoso) per dare 2 moli di acqua e quindi passando ai grammi posso dire che 4 g di H2 reagiscono con 32 g di O2 per avere 36 g di H2O.

Fonte: http://didattica-online.polito.it/CHIMICA/dismic/approfondimento/Riassunto%20numero%20atomico%20etc.doc

Tabella elementi chimici

Elementi chimici, pesi atomici, e loro scopritori

Fonti: Glenn T. Seaborg, Ph.D., Lawrence Berkeley National Laboratory, Berkeley, CA

I pesi atomici, basati sul numero esatto 12 come massa atomica assegnata del principale isotopo del carbonio, il carbonio 12, ci sono stati forniti cortesemente dalla International Union of Pure and Applied Chemistry  (IUPAC) e dalle Butterworth Scientific Publications. Con l'eccezione dell'uranio e del torio per gli elementi  radioattivi sono indicati il numero di massa o dell'isotopo con il più lungo periodo di metà vita (*) o dell'isotopo meglio conosciuto (**). I nomi sono quelli delle tavole internazionali in inglese. 

fonte:  http://www.gorpaderno.it/Pagine/Elementi%20Chimici.htm

Numeri di ossidazione degli elementi chimici più comuni, riferiti all’ossigeno e all’idrogeno.
I numeri di ossidazione indicano il numero di elettroni che l’elemento è in grado di acquistare o di cedere o di mettere a comune con altri elementi. Il numero di ossidazione positivo sta ad indicare che l’elemento in questione è meno elettronegativo dell’elemento preso come riferimento, quando è negativo sta ad indicare che l’elemento in questione è più elettronegativo rispetto a quello di riferimento.

N. B. Il numero di ossidazione di un elemento rispetto a se stesso è zero perché atomi uguali hanno uguale elettronegatività.

Fonte: http://www.itcgmerendino.it/public/Appunti/Numeri_di_ossidazione.doc

Elementi chimici

Nomenclatura dei composti chimici inorganici (F: cap. 1):
Le regole di nomenclatura qui riportate sono ricavate dal documento redatto nel 1971 dalla Unione Internazionale di Chimica Pura ed Applicata (IUPAC).
Gli elementi sono raccolti nella Tavola Periodica, dove sono rappresentati da un simbolo, costituito da una o due lettere, di cui la prima maiuscola e la seconda, quando c'è, minuscola. Attorno al simbolo dell'elemento possono essere raccolti quattro diversi numeri: 1) In alto a sinistra il numero di massa (A), cioè il numero di protoni e neutroni. 2) In basso a sinistra il numero atomico (Z), cioè il numero di protoni. 3) In alto a destra la eventuale carica, positiva o negativa, dello ione derivato dall'elemento. 4) In basso a destra, il numero di atomi della molecola.
Gli elementi sono divisi in metalli (quelli che si trovano alla sinistra, nella Tavola Periodica, della diagonale dal boro all'astato) e non metalli ( quelli che si trovano alla destra della medesima diagonale). Vicino alla diagonale si trovano i semi-metalli di caratteristiche intermedie fra metalli e non metalli.
Gli isotopi di un elemento, conservano il nome e il simbolo dell'elemento stesso, con, a sinistra in alto, il numero di massa. Se scritto per esteso , il nome di un isotopo reca, fra parentesi e senza spazio, il numero di massa. Per esempio: carbonio(12), uranio(235) ecc. Solo l'idrogeno possiede tre isotopi che hanno, storicamente, tre nomi diversi: idrogeno(1), deuterio o idrogeno(2) con simbolo D, trizio o idrogeno(3) di simbolo T.
Gli ossidi: sono composti che tutti gli elementi, eccetto il fluoro, formano con l'ossigeno. Si dividono in ossidi basici, ossidi acidi o anidridi e ossidi anfoteri.

Ossidi basici:
Sono composti binari tra l'ossigeno e un metallo, ossia un elemento a sinistra della diagonale boro astato. La formula di questi ossidi si ottiene scrivendo prima il simbolo del metallo, seguita da quello dell'ossigeno (p.e. MgO ossido di magnesio). Ciascun simbolo reca un pedice a destra che indica il numero di atomi presenti nel composto (p.e. Fe2O3); il numero 1 non si scrive. Secondo la nomenclatura classica, il nome viene formato facendo precedere la parola ossido alla preposizione di e facendo seguire il nome del metallo (p.e. MgO ossido di magnesio). Se il metallo presenta due numeri di ossidazione si adoperano i suffissi -oso e ico per indicare, rispettivamente, il numero di ossidazione più basso e più alto (p.e.SnO ossido stannoso e SnO2 ossido stannico). Secondo la nomenclatura IUPAC, è necessario esplicitare il numero di atomi di metallo e quelli di ossigeno presenti nella formula del composto. A questo scopo si usano i prefissi mono-, di, tri ecc.. Per esempio l'ossido Fe2O3 è detto triossido di diferro.

Ossidi acidi o anidridi:
Gli ossidi acidi o anidridi sono composti tra l'ossigeno e i non metalli, oppure tra l'ossigeno e un metallo con stato di ossidazione elevato (4,5,6,7). La loro nomenclatura segue le regole degli ossidi metallici.

Idrossidi (o idrati):
Derivano, almeno formalmente, dagli ossidi metallici per reazione con acqua:
Na2O  +  H2O  ⇄      2NaOH
Il nome di questi composti si ottiene facendo precedere la parola idrossido ( o idrato) al nome del metallo.

Idracidi:
Sono composti dell'idrogeno con gli alogeni, il cianuro e i calcogeni. Il loro nome corrente è formato dalla parola acido seguita dal nome dell'elemento con il suffisso -idrico. Nella nomenclatura IUPAC si usa il nome dell'anione  (desinenza -uro) seguita da di idrogeno.

Gli ossiacidi:
Si ottengono, almeno formalmente per somma di acqua alle rispettive anidridi:
N2O3  +  H2O  ⇄  2HNO2
Secondo la nomenclatura classica lo stato di ossidazione del non metallo viene precisato come segue:

1. Mediante il suffisso ico per gli elementi che formano un solo ossiacido (p.e. acido carbonico H2CO3);
2. Mediante il suffisso oso (stato di ossidazione minore) e ico (stato di ossidazione maggiore), per gli elementi che formano due ossiacidi (p.e. acido nitroso HNO2 e nitrico HNO3);
3. Mediante la combinazione crescente di prefissi e suffissi in ordine crescente di stato di ossidazione: ipo -oso, oso, ico, per -ico, per gli elementi che possono formare quattro ossiacidi

(p.e. ipocloroso, cloroso, clorico, perclorico).
Nella nomenclatura IUPAC il numero di atomi viene indicato mediante l'uso dei prefissi mono (che si può omettere), di-, tri-, ecc. (p.e. acdo triossifosforico H3PO3, acido tetrossifosforico H3PO4, acido eptossodifosforico H4P2O7 ecc. Quando dagli acidi si ottengono i corrispondenti anioni, per perdita di uno o più ioni idrogeno, nella nomenclatura classica la desinenza dell'anione deriva dal corrispondente ossiacido -ato deriva da ico, ito da -oso ecc. Secondo la IUPAC il nome dell'anione si ricava dall'acido aggiungendovi la desinenza -ato. P.e. ClO- e l'anione monossiclorato: E' evidente la semplificazione della IUPAC, ma, di fatto, questa nomenclatura è tutt'altro che entrata nell'uso comune.

Sali:
Almeno formalmente i sali derivano dagli acidi per sostituzione di uno o più atomi di idrogeno con atomi di metalli (o cationi poliatomici).
I sali prendono il nome dal corrispondente anione, seguito dalla preposizione di seguita dal nome del metallo. La corrispondenza delle desinenze è, al solito, -ico -ato; -oso -ito; idrico -uro.
P.e. KMnO4: nomenclatura classica permanganato di potassio, nomenclatura IUPAC tetraossimanganato di potassio.

Sali idrati:
Quando la molecola di un sale è accompagnata da un certo numero di molecole di acqua, il sale viene chiamato sale idrato, e il suo nome viene ottenuto come per gli altri sali, precisando il pentaidrato; nomenclatura IUPAC: tetraosso solfato di rame (II) pentaidrato.numero delle molecole di acqua. Es. CuSO4.5H2O: (nomenclatura classica) solfato rameico

http://www.chimica.unipd.it/mario.acampora/pubblica/L49.doc

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