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10 LA NOMENCLATURA CHIMICA
• Il numero di ossidazione (n.o.) di un atomo in un composto indica la carica che l’atomo assumerebbe se gli elettroni di legame fossero assegnati all’atomo più elettronegativo. Il n.o. varia da +8 (Os e Ru; RuO4 e OsO4) a –4 (C; CH4). Il n.o. di un elemento non supera mai il numero del gruppo a cui appartiene, fanno eccezione Cu, Ag e Au.
Regole per assegnare il numero di ossidazione
Gli atomi nelle sostanze allo stato elementare (cioè non legati con atomi diversi), siano esse mono-, bi-, o poliatomiche, hanno n.o. zero (es. He, Ca, O2, Cl2, P4).
L'ossigeno nei composti ha n.o.=−2. Fanno eccezione i perossidi (per es. H2O2) dove l'ossigeno ha n.o.= −1.
L'idrogeno nei composti ha n.o.=+1. Fanno eccezione gli idruri metallici (per esempio, LiH, CaH2) nei quali l'idrogeno assume n.o. = −1.
Il fluoro in tutti i composti ha n.o. = −1.
Gli elementi del gruppo I A; II A e III A nei loro composti hanno rispettivamente n.o. = +1, +2 e +3.
Il numero di ossidazione di altri elementi presenti in un composto si calcola ricordando che la somma algebrica dei n.o. di tutti gli atomi in una molecola deve essere zero, oppure, se si tratta di uno ione, deve essere uguale alla sua carica.
La valenza indica il numero di legami chimici che un elemento è capace di formare (oppure il numero di atomi di H che un atomo può legare).
COMPOSTI BINARI SENZA OSSIGENO
Il nome secondo la nomenclatura IUPAC (o sistemica attuale) fa distinzione se il composto è ionico o covalente.
Se il composto è covalente il nome si ricava scrivendo prima la radice del nome dell’elemento più elettronegativo, con la desinenza –uro, seguito dalla proposizione di e dal nome dell’elemento più elettropositivo. Quando nella formula compaiono più atomi per ciascuno elemento è necessario specificare con un prefisso il numero di atomi di ogni specie.
Se il composto è ionico si utilizza il metodo Stock, ovvero, il nome si ricava scrivendo prima la radice del nome dell’elemento più elettronegativo, con la desinenza –uro, facendo seguire al nome del metallo, senza spaziatura, un numero romano che ne indichi lo stato di ossidazione.
Nomenclatura tradizionale. Nella nomenclatura tradizionale i composti binari senza ossigeno si dividono in Sali binari, idracidi e idruri.
SALI BINARI
Contengono uno o più atomi di un metallo uniti con uno o più atomi di un non-metallo. I non metalli che formano i sali binari sono lo zolfo e gli alogeni. Il nome si ricava come nella nomenclatura IUPAC, scrivendo la radice del nome del non metallo a cui si aggiunge il suffisso –uro, seguito dalla preposizione di e dal nome del metallo. Quando nella formula compare un metallo che può avere due numeri di ossidazione si utilizzano le desinenze -ico e -oso, la prima per il n.o. maggiore la seconda per il n.o. minore.
|
Nome tradizionale |
Nome sistematico attuale |
NaCl |
Cloruro di sodio |
Cloruro di sodio |
FeS |
Solfuro ferroso |
Solfuro di ferro(II) |
Fe2S3 |
Solfuro ferrico |
Solfuro di ferro(III) |
IDRACIDI Vengono chiamati idracidi alcuni composti dell’idrogeno che in soluzione acquosa manifestano un comportamento acido. Negli idracidi l’idrogeno è legato ai seguenti elementi: fluoro, cloro, bromo, iodio e zolfo. Tutti questi elementi hanno n.o. -1, tranne lo zolfo che ha -2.
Il nome si ottiene facendo seguire al termine acido la radice del nome del non-metallo con la desinenza idrico.
Composto |
Nome tradizionale |
Nome sistematico attuale |
HCl |
acido cloridrico |
Cloruro di idrogeno |
H2S |
acido solfidrico |
Solfuro di diidrogeno |
Per la IUPAC è ammesso l’uso del nome tradizionale quando si deve indicare la soluzione acquosa dell’acido.
HCl (aq) Acido cloridrico
HCl(g) Cloruro di idrogeno (perché è formato da molecole)
IDRURII composti binari contenenti idrogeno sono chiamati idruri ad eccezione dei composti degli elementi dei gruppi VI A e VII A, che prendono il nome di idracidi, perché in soluzione acquosa manifestano un carattere acido. Alcuni idruri contengono idrogeno e un metallo NaH (n.o. di H=-1), altri sono formati da idrogeno e un non-metallo, come BH3 (n.o. di H=+1). Il nome di questi composti si ottiene facendo seguire al termine idruro il nome del metallo. Quando il metallo ha due n.o. si utilizzano le desinenze –ico e –oso.
Composto |
Nome tradizionale |
Nome sistematico attuale |
NaH |
Idruro di sodio |
Idruro di sodio |
NH3 |
Ammoniaca |
Triidruro di azoto |
PH3 |
Fosfina |
Triidruro di fosforo |
AsH3 |
Arsina |
Triidruro di arsenico |
CH4 |
Metano |
Tetraidruro di carbonio |
FeH2 |
Idruro ferroso |
Idruro di ferro(II) |
FeH3 |
Idruro ferrico |
Idruro di ferro(III) |
COMPOSTI BINARI CON OSSIGENO
La nomenclatura IUPACindica come ossidi i composti binari ottenuti combinando elementi metallici o non metallici con l'ossigeno. In questi composti l'ossigeno ha sempre n. o. = -2. Il nome si ottiene facendo seguire all’espressione “ossido di” il nome dell’elemento legato all’ossigeno. Il numero di atomi di ciascun elemento presente nella formula è indicato con i prefissi. Se il composto è ionico si segue il metodo Stock.
La nomenclatura tradizionale è basata sulla distinzione tra metalli e non metalli, da cui derivano gli ossidi e le anidridi, denominati medianti prefissi e suffissi che tengono conto dello stato di ossidazione dell’elemento. Differentemente dalle regole IUPAC per scrivere la formula dei composti nella nomenclatura tradizionale occorre ricordare il n.o. degli elementi.
Gli ossidi (o ossidi basici) sono composti binari ottenuti facendo reagire: Me + O2 à Ossidi
I nomi si ottengono facendo seguire al termino ossido il nome del metallo; inoltre, se l'elemento che si combina con l'ossigeno possiede due stati di ossidazione, viene usato il suffisso -oso per lo stato di ossidazione minore e il suffisso -ico per quello maggiore.
Le anidridi (o ossidi acidi) si ottengono facendo reagire un non metallo con l’ossigeno.
Per i nomi delle anidride valgono le seguenti regole: 1) se il non metallo ha un solo n.o., il nome anidride è seguito dalla radice del nome del non metallo con la desinenza ica; 2) Se il non metallo forma più anidridi con un diverso n.o. si utilizzano le denominazioni elencate nella tabella.
n. o. |
Nome |
+1 |
Anidride ipo-(radice del nome del non-metallo)-osa |
+3 o +4 |
Anidride (radice del nome del non-metallo)-osa |
+5 o +6 |
Anidride (radice del nome del non-metallo)-ica |
+7 |
Anidride per-(radice del nome del non-metallo)-ica |
La nomenclatura tradizionale presenta numerosi eccezioni rispetto alle regole indicate. Alcuni ossidi come CO, NO, N2O, non si sciolgono in acqua e di conseguenza non manifestano il tipico carattere delle anidridi, per questa ragione nella nomenclatura tradizione non vengono chiamati anidridi, ma ossidi.
Nei composti dell’azoto in cui esso presenta n.o. = +1, +2, +3, +4, +5, vengono rispettivamente indicati protossido di azoto (N2O), ossido di azoto (NO), anidride nitrosa (N2O3), ipoazotide (N2O4), anidride nitrica (N2O5).
Inoltre alcuni elementi come il cromo e il manganese, si comportano come metalli nei composti in cui hanno il numero di ossidazione più basso (+2, +3) (carattere ionico), e come non-metalli in cui il n. o. è più alto (+6, +7) (carattere covalente).
|
Nome tradizionale |
Nome sistematico attuale |
H2O |
Acqua |
Ossido di diidrogeno |
CaO |
Ossido di calcio |
Ossido di calcio |
CO |
Ossido di carbonio |
Ossido di carbonio |
CO2 |
Anidride carbonica |
Diossido di carbonio |
SO2 |
Anidride solforosa |
Diossido di zolfo |
Fe2O3 |
Ossido ferrico |
Ossido di ferro(III) |
SO3 |
Anidride solforica |
Triossido di zolfo |
FeO |
Ossido ferroso |
Ossido di ferro(II) |
P2O3 |
Anidride fosforosa |
Triossido di difosforo |
P2O5 |
Anidride fosforica |
Pentosio di difosforo |
N2O |
Protossido di azoto |
Ossido di diazoto |
NO |
Ossido di azoto |
Ossido di azoto |
N2O3 |
Anidride nitrica |
Triossido di diazoto |
NO2 |
Ipoazotide |
Diossido di azoto |
OF2 |
Fluoruro di ossigeno |
Difluoruro di ossigeno |
|
Nome tradizionale |
N. sistematico attuale |
MnO |
Ossido manganoso |
Ossido di manganese(II) |
Mn2O3 |
Ossido manganico |
Ossido di manganese(III) |
MnO2 |
Biossido di manganese |
Ossido di manganese(IV) |
MnO3 |
Anidride manganica |
Triossido di manganese |
Mn2O7 |
Anidride permanganica |
Eptossido di dimanganese |
PEROSSIDI
Sono ossidi particolari, in cui due atomi di ossigeno risultano legati tra loro con un legame covalente e che contengono lo ione perossido O2-2. In questi composti il n. di ossidazione dell'ossigeno è -1. Sono composti poco stabili e a temperatura più o meno elevate si decompongono sviluppando ossigeno. Vengono denominati perossidi sia nella nomenclatura tradizionale sia in quella IUPAC.
H2O2 perossido di idrogeno, (acqua ossigenata), Na2O2 (perossido di sodio), BaO2 (perossido di Ba).
COMPOSTI TERNARI
IDROSSIDI
Gli idrossidi sono composti ternari, formati da un metallo e dal gruppo ossidrile OH. Si ottengono facendo reagire un ossido basico con acqua. Hanno formula generale Me(OH)n , il gruppo –OH ha n.o. = -1, pertanto quando si deve scrivere la formula di un idrossido, il numero di gruppi OH è uguale al valore assoluto del n.o. del metallo.
Nomenclatura IUPAC. Gli idrossidi vengono denominati con l’espressione “idrossido di” seguita dal nome del metallo. Se il metallo presenta più n. o. si utilizza il metodo Stock.
La nomenclatura tradizionale fa seguire al termine idrossido il nome del metallo, nel caso in cui il metallo ha più n.o. viene usato il suffisso -oso per lo stato di ossidazione minore e -ico per quello maggiore.
Gli idrossidi si ottengono:
Ossido basico + H2O à Idrossidi
Negli idrossidi il metallo si unisce all’ossigeno del gruppo –OH con un legame ionico.
Na+OH- legame ionico
L’idrogeno è sempre unito all’ossigeno mediante un legame covalente polare.
Composto |
Nome tradizionale |
Nome sistematico attuale |
NaOH |
Idrossido di sodio |
Idrossido di sodio |
KOH |
Idrossido di potassio |
Idrossido di potassio |
Ca(OH)2 |
Idrossido di calcio |
Idrossido di calcio |
Hg(OH)2 |
Idrossido mercurico |
Idrossido di mercurio(II) |
HgOH |
Idrossido mercuroso |
Idrossido di mercurio(I) |
Al(OH)3 |
Idrossido di alluminio |
Idrossido di alluminio |
OSSOACIDI
Sono composti ternari formati da idrogeno, non-metallo e ossigeno. Gli atomi di idrogeno non si legano mai direttamente al non-metallo, ma sono uniti all’atomo di ossigeno. Negli ossiacidi non ci sono legami ionici e il legame più polare è il legame tra ossigeno e idrogeno.
La formula degli ossiacidi si ottiene sommando una molecola di acqua ad una anidride.
CO2 + H2O à H2CO3
La nomenclatura IUPAC si ottiene facendo seguire al termine acido il numero di atomi di ossigeno presenti nel composto attraverso i prefissi monosso, diosso, triosso, tetraosso, ecc, inoltre si fa seguire la radice del nome dell'atomo centrale non metallico (se l’atomo è più di uno si utilizzano i prefissi), con il suffisso -ico, indicandone lo stato di ossidazione con un numero romano in parentesi.
La nomenclatura tradizionale anche questa nomenclatura utilizza il termine acido seguito dalla radice del nome del non metallo con la desinenza ico. Se il non metallo ha più n.o. si usano gli stessi suffissi ed eventualmente anche i prefissi impiegati per indicare le anidridi da cui provengono.
Formula |
Nome tradizionale |
Nome IUPAC |
H2CO3 |
Acido carbonico |
Acido triossocarbonico(IV) |
H2SO4 |
Acido solforico |
Acido tetraossosolforico(VI) o solforico (accettato anche dalla IUPAC) |
HNO3 |
Acido nitrico |
Acido triossonitrico(V) |
HMnO4 |
Acido permanganico |
Acido tetraossomanganico(VII) |
HIO4 |
Acido periodico |
Acido tetraossoiodico(VII) |
H4B4O7 |
Acido tetraborico |
Acido eptaossotetraborico(III) |
Acidi meta, piro e orto.
Le anidridi dei seguenti non-metalli (B, Si, P, As, Sb) possono addizionare una, due o tre molecole di acqua. Si usa il prefisso meta- per indicare gli acidi ottenuti per addizione di una molecole di acqua, il prefisso piro- per indicare gli acidi ottenuti per addizione di due molecole di acqua e il prefisso orto- per indicare gli acidi ottenuti per addizione di tre molecole di acqua, il prefisso orto può essere omesso. A questa regola fa eccezione il silicio che quando addiziona due molecole di acqua utilizza il prefisso orto.
P2O5 + H2O à 2HPO3 acido metafosforico
P2O5 + 2H2O à H4P2O7 acido pirofosforico
(2H3PO4 - H2O = H4P2O7 )
P2O5 + 3H2O à 2H3PO4 acido ortofosforico
RESIDUO ACIDO
Gli acidi, possono ionizzarsi, quando si trovano in soluzione acquosa, perdendo uno o più ioni H+. Ciò che resta prende il nome di residuo acido. Il residuo acido ha un n.o. negativo, di valore uguale al numero di ioni H+ perduti.
H2SO4 à 2H+ + SO42-
SO42- è il residuo acido (R.A.) H+ ione idrogeno
Il nome del residuo acido si ottiene direttamente da quello dell’acido cambiando la desinenza nei seguenti modi:
Acido |
R.A. |
|
Nome tradizionale |
Nome IUPAC |
-ico -ato -oso -ito
-idrico -uro |
SO42- |
ione solfato |
ione tetraos-sosolfato(VI) |
|
SO32- |
ione solfito |
Ione trios-sosoltato(IV) |
||
ClO- |
Ione ipoclorito |
Ione ossoclorato(I) |
||
Cl- |
ione cloruro |
ione cloruro |
||
SALI
Derivano dagli acidi per sostituzione totale o parziale degli idrogeni dell’acido con uno o più atomi di un metallo. Si ottengono per reazione di un idrossido con un acido.
2 NaOH + H2CO3 à Na2CO3 + 2 H2O
La nomenclatura IUPAC specifica il numero di atomi di ossigeno attraverso i prefissi monosso, diosso, triosso, tetraosso, ecc, inoltre si fa seguire la radice del nome dell'atomo centrale non metallico, con il suffisso -ato, indicandone lo stato di ossidazione con un numero romano in parentesi; infine preceduto dalla preposizione di si specifica il none del metallo.
Nella nomenclatura tradizionale i nomi derivano dagli acidi corrispondenti cambiando le desinenze come indicate nella tabella seguente. Dopo si aggiunge il nome del metallo con l’eventuale desinenza ico oppure oso a seconda del n.o.
|
Nome tradizionale |
Nome IUPAC |
Na2CO3 |
Carbonato di sodio |
triossocarbonato(IV) di sodio |
CaSO4 |
Solfato di calcio |
tetraossosolfato(VI) di calcio |
K2Cr2O7 |
Bicromato di potassio |
Eptaossodicromato(VI) di dipotassio |
(NH4)2CO3 |
Carbonato di ammonio |
Triossocarbonato(IV) di diammonio |
Fe3(PO4)2 |
(Orto)fostato ferroso |
Tetraossofosfato(V) di ferro(III) |
NH4Cl |
Cloruro di ammonio |
Cloruro di ammonio |
SALI ACIDI
Dagli acidi diprotici (aventi due atomi di idrogeno), triprotici (aventi tre atomi di idrogeno) etc. è invece possibile ottenere sia sali neutri che sali acidi. Per questi ultimi, sono ancora presenti uno o più atomi di idrogeno, che si indicano nella nomenclatura IUPAC facendo precedere al nome dell'anione, i prefissi idrogeno-, diidrogeno-, triidrogeno-, secondo il numero di atomi di idrogeno presenti.
La nomenclatura tradizionale prevede a volte di indicare con il prefisso bi- il carattere acido del sale (vale solo quando l’acido è diprotico). Il nome dei sali acidi, che è più comunemente usato, si ottiene indicando il numero di atomi di metallo presenti nel sale con i prefissi mono, di, tri seguiti dal nome del metallo. (un altro metodo è quello di indicare come mono-, bi- o tri-acido in base al numero di atomi di idrogeno non sostituiti).
Formula |
Nome tradizionale |
Nome sistematico attuale |
NaHCO3 |
Bicarbonato di sodio o carbonato monosodico |
Idrogeno carbonato(IV) di sodio |
KH2PO4 |
Ortofosfato monopotassico |
Diidrogenofosfato(V) di potassio |
K2HPO4 |
Ortofosfato dipotassico |
Monoidrogenofosfato(V) di potassio |
SALI BASICI. Sono composti che contengono gruppi OH, o O2- nella loro molecola. Nella nomenclatura tradizionale il nome si ottiene indicando il numero dei gruppi OH nella molecola con i prefissi idrossi, diidrossi, che legati a quello dell’anione, si antepongono al catione. La nomenclatura IUPAC considera questi composti come ossidi di Sali e idrossidi di Sali e separa il termine idrossido e ossido dal nome del sale.
Formula |
Nome tradizionale |
Nome IUPAC |
Fe(OH)Cl2 |
idrossicloruro ferrico |
Idrossido di cloruro di ferro(III) |
Al(OH)NO3 |
idrossinitrato di alluminio |
Idrossido nitrato(V) di alluminio |
Fe(OH)2Cl |
Diidrossicloruro ferrico |
Diidrossido di cloruro di ferro(III) |
BiOCl |
Ossocloruro di bismuto |
Ossido di cloruro di bismuto |
SALI DOPPI sono sali particolari in cui accanto allo stesso anione sono presenti ioni metallici diversi. KNaCO3 carbonato doppio di potassio e sodio.
MgCl2 . KCl . H2O cloruro doppio di magnesio e potassio
SALI IDRATI sono sali che nei loro cristalli contengono una quantità definita e costante di acqua (acqua di cristallizzazione). Nei Sali idrati il legame tra il sale e l’acqua è rappresentato con un punto. Es. CuSO4 . 5H2O
Questo composto è di colore azzurro e per riscaldamento perde le molecole di acqua e si trasforma in un composto anidro CuSO4, di colore giallo chiaro. CuSO4 . 5H2O = CuSO4 + 5 H2O
CATIONI MONOATOMICI. Il nome del catione è uguale a quello del metallo preceduto dal sostantivo ione; per i metalli che possiedono due diversi stati di ossidazione, la nomenclatura tradizionale prevede di indicare con i suffissi -oso e -ico gli stati di ossidazione più basso e più alto rispettivamente.
La nomenclatura IUPAC utilizza il metodo di Stock, ovvero facendo seguire al nome del metallo, senza spaziatura, un numero romano che ne indica la carica.
Formula |
Nome tradizionale |
Nome IUPAC |
Cu+ |
Ione rameoso |
Ione rame (I) |
Cu2+ |
Ione rameico |
Ione rame (II) |
Fe3+ |
Ione ferrico |
Ione ferro(III) |
Na+ |
Ione sodio |
Ione sodio |
IL NOME DEGLI ANIONI
Il nome degli anioni monoatomici si ottiene, sia nella nomenclatura tradizionale che sistematica attuale, premettendo il sostantivo ione alla radice del nome del non-metallo seguita dal suffisso -uro, fa eccezione lo ione O2- che si chiama ione ossido e non ossigenuro.
|
Nome tradizionale e IUPAC coincidono |
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Nome tradizionale e IUPAC coincid. |
F- |
Ione floruro |
H- |
Ione idruro |
Cl- |
Ione cloruro |
P3- |
Ione fosfuro |
Br- |
Ione bromuro |
S2- |
Ione solfuro |
I- |
Ione ioduro |
O2- |
Ione ossido |
LA PREPARAZIONE DEI SALI
• Reazione di un acido con un idrossido (neutralizzazione)
HNO3 + NaOH à NaNO3 + H2O
• Reazione di un ossido basico con un ossido acido:
CaO + CO2 à CaCO3
• Per reazione diretta degli elementi:
2Na + Cl2 à 2NaCl
• Reazione di un metallo con un acido:
Zn + H2SO4 à Zn SO4 + H2
• Per spostamento dell’acido, della base di un sale da parte di un altro acido o base:
KCN + HCl à KCl + HCN
NH4Cl + NaOH à NaCl + NH3H2O
• Per doppio scambio degli anioni di due Sali:
NaCl + AgNO3 à AgCl + NaNO3
LO STATO GASSOSO
• Un aeriforme si definisce gas se si trova al disopra della sua temperatura critica e non può liquefare per semplice compressione. (Tc(H2O)=374°C; Tc(HCl)= -85 °C).
• Con l’espressione temperatura e pressioni standard (STP) si intende la condizione di 0°C e la pressione di 1 atm (1,013 bar), chiamati anche condizioni normali (c.n.) di un gas.
• Con l’espressione temperatura e pressioni ambiente standard (SATP) 25 °C e 1 bar.
• Un gas ideale o perfetto è un gas immaginario formato da particelle puntiformi, prive di volume, perfettamente elastiche, sufficientemente lontane tra di loro in modo da non esercitare praticamente forze attrattive le une sulle altre. Un gas reale ha un comportamento di gas ideale a bassa P ed elevata T.
Il volume di un gas che si comporti in modo ideale non dipende dalla natura del gas.
• La legge dì Boyle (legge isoterma) afferma che, a temperatura costante, il volume di una data massa di gas è inversamente proporzionale alla pressione P V = K
P1 V1= P2 V2 a T = costante
• La legge di Charles o I legge di Gay-Lussac (legge isobara) afferma che, a pressione costante, il volume di una di una data massa di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta: V/T = K V1 / T1 = V2 / T2
• La II legge di Gay-Lussac (legge isocora) afferma che, a volume costante, la pressione di una data massa di gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta:
P/T= K P1 / T1 = P2 / T2
• L’equazione di stato dei gas ideali esprime lo "stato" di un gas ideale, tenuto conto contemporaneamente delle tre variabili che lo determinano (pressione, volume, temperatura): PV= nRT
•Si definisce volume molare il volume occupato da una mole di gas qualsiasi che si trovi in condizioni normali (t= 0 °C: p= 1 atm). Il volume molare corrisponde a 22,414 L e contiene il numero di Avogadro NA di particelle (6,022 . 1023).
• La legge di Dalton afferma che la pressione totale esercitata in un recipiente da una miscela di gas è uguale alla somma delle pressioni parziali dei singoli componenti. PT = P1 + P2 +P3
In una miscela gassosa, ogni componente esercita una pressione che è indipendente dalla natura degli atri componenti.
La pressione parziale è la pressione che ciascuno gas eserciterebbe se occupasse da solo l’intero recipiente, alla stessa temperatura. P1= X1 PT
• Legge di Graham a parità di T e p, i gas hanno una velocità di effusione, cioè di fuoriuscita da una piccola apertura, inversamente proporzionale alla radice quadrata della loro massa molare. Dette vA e vB le velocità di effusione dei due gas aventi MA ed MB come masse molari, si ha:
• La densità di un gas perfetto, in funzione della Pressione, T e massa molare, è espressa da:
• La teoria cinetica dei gas costituisce un modello che cerca di interpretare le osservazioni sperimentali condotte su un gas in condizioni quanto più possibile simile alle condizioni di un gas ideale.
• In base alla teoria cinetica, la pressione di un gasin un contenitore è proporzionale al numero di urti delle particelle del gas sulle pareti del recipiente.
• In base alla teoria cinetica, l'energia cinetica media (Ec) delle particelle di un gas ideale monoatomico dipende solo dalla sua temperatura assoluta (non dalla pressione e dal tipo di atomo) ed è a essa proporzionale. In base a questa teoria, lo zero assoluto (T= 0 K) è la temperatura alla quale corrisponde la totale immobilità delle particelle (Ec=0). Ec= 3/2 K T.
(K è la costante di Boltzmann, K=R/NA =1,3806 10-23 J/K)
Fonte: http://www.iscapizzi.gov.it/www2/sites/default/files/lscientifico/allegati/Nomenclatura%20%20dei%20composti%20chimici-2012-2013.docx
Sito web da visitare: http://www.iscapizzi.gov.it
Autore del testo: non indicato nel documento di origine
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"Ciò che sappiamo è una goccia, ciò che ignoriamo un oceano!" Isaac Newton. Essendo impossibile tenere a mente l'enorme quantità di informazioni, l'importante è sapere dove ritrovare l'informazione quando questa serve. U. Eco
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