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Tavola periodica in bianco e nero (printer friendly)Tavola periodica in bianco e nero (printer friendly) File Size: 267.32 kB Date: 04 Marzo 2014 Scarica una comoda e pratica tavola periodica in bianco e nero utile nelle esercitazioni, negli esami, nei compiti in classe e nelle esperienze di laboratorio in formato pdf. Notes Altri stanno studiando.../ / / Tavola periodica in bianco e nero (printer friendly) Tavola periodica degli elementi completa da stampareTAVOLA PERIODICA E NOMENCLATURA I NOMI E I SIMBOLI DEGLI ELEMENTI
ANDAMENTO DELLE PROPRIETA’ CHIMICHE
Relazioni diagonali: sono similitudini tra elementi adiacenti in diagonale nella tavola periodica
DALLE FORMULE
ALLE REAZIONI CHIMICHE
Per i composti ionici:
Ricordiamo che esistono degli elementi che però esistono come molecole. Esempi sono l’idrogeno e l’ossigeno gassosi.
Per i composti molecolari:
Molti composti hanno almeno due nomi
Tradizionalmente viene fatta una distinzione tra i composti organici e i composti inorganici.
In generale, quando si deve scrivere una formula:
Per poter scrivere correttamente le formule occorre rispettare anche altre semplici regole:
COME SI LEGGONO LE FORMULE
COMPOSTI
BINARI
Gli ossidi dei metalli di transizione e quelli di Al, Sn e Pb praticamente non reagiscono con l’acqua. Esempi:
CO2
Fe(OH)3 triidrossido di ferro, idrossido di ferro(III), idrossido ferrico fonte: http://www.lilybaeumtest.it/res/site58982/res409003_I-NOMI-E-I-SIMBOLI-DEGLI-ELEMENTI.doc Tavola periodica degli elementi pdf fonte: http://baciabbracci.forumcommunity.net/?t=14861622 Tavola periodica degli elementi completa da stampareIL SISTEMA PERIODICOLa tavola periodica
All’interno di ogni periodo, spostandosi verso destra, il numero atomico degli elementi cresce di una unità alla volta; tutti gli elementi appartenenti ad un medesimo periodo hanno inoltre gli elettroni più esterni nello stesso livello energetico, il cui numero quantico principale corrisponde al numero del periodo stesso. Così nel primo livello energetico abbiamo un solo orbitale, 1S, che consente quindi solo due possibili configurazioni elettroniche, 1S1 e 1S2; nel primo periodo quindi possiamo avere due soli elementi, H con Z=1 e He con Z=2, cui corrispondono rispettivamente le due configurazioni indicate. L’elemento con Z=3, il litio (Li), deve appartenere necessariamente al secondo periodo ed il suo elettrone in più rispetto all’elio va a finire nell’orbitale 2S. Col litio si apre dunque il secondo periodo, costituito da otto elementi, coi quali si riempiono progressivamente gli orbitali 2S e 2P, fino ad arrivare al neon (Ne), con Z=10 e configurazione elettronica 1S2 2S2 2P6. Gli elementi dell’ottavo gruppo, detti gas nobili, chiudono sempre il periodo, in quanto nella loro configurazione elettronica esterna tutti gli orbitali del periodo stesso sono riempiti. Gli elementi di qualsiasi periodo devono necessariamente avere completamento riempito tutti gli orbitali dei livelli precedenti all’ultimo, che corrisponde al numero del periodo cui appartengono. Ogni elemento ha quindi una configurazione elettronica interna corrispondente a quella del gas nobile che chiude il periodo precedente. A partire da questo fatto, per semplificare la scrittura delle configurazione elettroniche totali, esterna più interna, degli elementi dei periodo inferiori, che ad un certo punto diventano molto lunghe, si usa indicare la loro configurazioni elettronica interna col simbolo del gas nobile che termina il periodo precedente. In questo senso dunque la configurazione elettronica totale del litio può essere scritta come He 2S1, quella del berillio He 2S2 eccetera. Questa scrittura, utilizzata spesso nelle tavole periodiche, serve inoltre per evidenziare che la configurazione elettronica di maggior interesse è quella esterna, mentre quella interna può essere abbreviata per comodità. Da notare inoltre che nei primi due gruppi si riempiono gli orbitali S di ciascun livello energetico; tali gruppi costituisco pertanto il blocco S della tabella periodica. Nei gruppi dal terzo all'ottavo si riempiono i corrispondenti orbitali P, questi sei gruppi costituiscono quindi il blocco P della tabella. Il terzo periodo comincia col sodio (Na) e termina con l'argon (Ar). Il terzo livello energetico possiede però anche gli orbitali 3d; questi però sono preceduti nell'ordine di riempimento dagli orbitali 4S (confronta la serie in alto a pag. 7), per cui l'elemento successivo, il potassio (K) appartiene al quarto periodo ed è seguito dal calcio (Ca), col quale termina il riempimento dei 4S. Con lo scandio (Sc) inizia il riempimento dei 3d, che prosegue fino allo zinco (Zn). Si individua così una serie di dieci elementi coi quali si riempiono gli orbitali 3d, al termine di questa troviamo il gallio (Ga), col quale riprende il riempimento degli orbitali 4P. Nel quinto periodo si riempiono gli orbitali 5S, con il rubidio e lo stronzio, poi i 4d coi dieci elementi dall'ittrio al cadmio, quindi i 5P con gli elementi dall'indio
allo xeno. Il sesto periodo inizia col riempimento dei 6S, con cesio e bario, quindi la tabella si interrompe e, successivamente al lantanio, inizia una serie di quattordici elementi, detti lantanidi o lantanoidi, corrispondenti al riempimento degli orbitali 4f; quest'ultima serie è staccata dal resto della tabella. Con gli elementi dall'afnio al mercurio si riempiono gli orbitali 5d, cui seguono i 6P con gli elementi dal tallio al rado. Inizia infine il settimo periodo col
riempimento dei 7S, con francio e radio, successivamente all'attinio la tabella si interrompe di nuovo e si ha una nuova serie di quattordici elementi, detti attinidi o attinoidi, coi quali si riempiono i 5f e termina la tabella. Gli elementi delle tre serie di riempimento degli orbitali d vengono detti metalli di transizione e costituiscono il blocco d, mente attinoidi e lantanoidi formano il blocco
f. Passiamo adesso al volume atomico. Scendendo lungo un gruppo gli elementi aumentano di un livello energetico alla volta, è logico quindi che il loro volume aumenti. Spostandosi invece da sinistra verso destra in un periodo il livello energetico resta lo stesso, tuttavia aumentano sia i protoni, che gli elettroni, incrementando così la forza elettrostatica tra il nucleo e la nuvola elettronica: a causa di ciò il nucleo attira più fortemente gli elettroni ed il volume atomico diminuisce. A questa regola fanno eccezione i gas nobili, il cui volume aumenta rispetto a quello degli elementi del settimo gruppo, perché si è terminato il riempimento degli orbitali dell’ultimo livello energetico. Il volume atomico è una caratteristica molto importante degli elementi, in quanto influenza la forza con la quale gli elettroni più esterni sono legati al nucleo. Negli atomi piccoli gli elettroni esterni sono infatti molto vicini al nucleo e ne sono attratti molto fortemente, risulterà quindi, ad esempio, difficile strapparglieli. Negli atomi grandi, invece, essendo gli elettroni esterni più lontani dal nucleo, ne saranno attratti in modo più blando e sarà così più facile strapparli. Quanto abbiamo appena detto risulterà molto utile quando tratteremo degli ioni e della loro formazione. La regola dell’ottetto Tutto in natura tende spontaneamente verso la maggiore stabilità; come vedremo più avanti, parlando delle reazioni chimiche, le sostanze reagiscono spontaneamente per trasformarsi in altre sostanze più stabili. Più una sostanza è stabile e più difficilmente parteciperà a reazioni chimiche, viceversa sono le sostanze più instabili quelle che reagiscono più facilmente. In natura non è possibile incontrare atomi allo stato isolato; non si incontrano mai cioè atomi singoli di ossigeno o di sodio e questo perché gli atomi isolati sono talmente tanto instabili che reagiscono con qualsiasi altra sostanza vengano in contatto legandosi coi suoi atomi. A quanto detto sopra fanno eccezione gli elementi dell’ottavo gruppo, i cosiddetti gas nobili, che invece esistono solo allo stato atomico. Infatti in una bombola di elio o in un tubo al neon noi troviamo singoli atomi di questi gas, che si definiscono nobili proprio perché non reagiscono praticamente mai con altri atomi, sia uguali a loro, che di altri elementi. Possiamo quindi affermare che i gas nobili sono gli elementi più stabili esistenti in natura. Questa loro importante caratteristica deriva dalla configurazione elettronica esterna nS2 nP6, nella quale risultano riempiti tutti gli orbitali S e P; a ciò fa eccezione l’elio, la cui configurazione elettronica esterna, pur essendo 1S2, ha comunque riempito l’unico orbitale presente nel livello. Una configurazione elettronica di questo tipo si definisce otteziale, in quanto nell’ultimo livello energetico sono presenti otto elettroni, ovvero un ottetto. Nessun altro elemento della tabella presenta una simile configurazione elettronica, essa tuttavia, conferendo la massima stabilità possibile, costituisce il riferimento che tutti gli atomi cercano di raggiungere attraverso le reazioni chimiche. Ciò significa che tutti gli elementi della tabella periodica, reagendo tra loro e formando legami, cercano di raggiungere una configurazione elettronica otteziale. Quanto sopra descritto rappresenta la regola dell’ottetto, una legge di fondamentale importanza in quanto da la possibilità di spiegare e di prevedere il comportamento chimico dei vari elementi. Poiché tuttavia l’elio, pur non avendo l’ottetto, è sempre un gas nobile e rappresenta il riferimento di alcuni elementi che gli sono vicini nella tabella, la regola dell’ottetto può essere allargata nella formulazione seguente: tutti gli elementi reagiscono e formano legami per raggiungere la configurazione elettronica esterna del gas nobile più vicino. Gli ioni a seconda che gli elettroni ceduti siano uno, due, tre o quattro, il catione potrà essere mono, bi, tri o tetravalente, esso si indica con lo stesso simbolo dell’elemento da cui deriva, ma con tanti segni + quante sono le sue cariche positive. Le dimensioni dei cationi sono minori di quelle degli atomi di partenza, in quanto i protoni sono adesso più degli elettroni residui e li attirano con maggior forza, facendo diminuire il volume atomico.
Energia di ionizzazione Metalli e non metalli Gli elementi della tabella periodica possono essere divisi in due grandi gruppi da una linea spezzata che parte in alto a sinistra dal boro e scende verso il basso e verso destra fino al polonio ed all’astato. Gli elementi a sinistra e sotto tale linea si dicono metalli, mentre gli elementi a destra e sopra di essa si dicono non metalli. I metalli, allo stato elementare, sono tutti solidi a temperatura ambiente, tranne il mercurio, hanno bassa elettronegatività ed energia di ionizzazione e sono pertanto buoni conduttori di calore e di elettricità. Il calore e l’elettricità infatti nei solidi sono trasmessi grazie al movimento degli elettroni più esterni: solo gli elementi che legano tali elettroni in modo blando potranno quindi essere buoni conduttori. I non metalli possono essere a temperatura ambiente tanto solidi, che liquidi, che gassosi, possiedono alta elettronegatività ed energia di ionizzazione e sono pertanto cattivi conduttori di calore ed elettricità. A cavallo della linea spezzata di separazione tra metalli e non metalli si trovano alcuni elementi evidenziati in grigio nella figura qui sopra, che, avendo caratteristiche intermedie tra metalli e non metalli, vengono chiamati semi metalli. Alcuni di essi, come silicio e germanio, essendo semi conduttori, vengono impiegati nell’industria elettronica per la produzione transistor e chip. Il peso atomico Parlando della struttura dell’atomo abbiamo visto che al suo interno si trovano due particelle sub atomiche: il protone e l’elettrone. In verità all’interno del nucleo, assieme ai protoni, troviamo un terzo tipo di particelle chiamate neutroni. I neutroni sono privi di carica elettrica, ma possiedono una massa circa uguale a quella del protone, pari a 1,66 x 10-24 grammi; la loro presenza all’interno del nucleo serve a “diluire” la carica positiva dei protoni, evitando che questi possano respingersi tra loro a causa di forze coulombiane. In questo senso quindi i neutroni svolgono un importante ruolo di stabilizzazione del nucleo medesimo. Poiché protoni e neutroni hanno lo stesso peso, mentre gli elettroni sono circa 1837 volte più leggeri, il peso dell’atomo è determinato dal numero di protoni e di neutroni presenti nel nucleo. Tale numero è detto numero di massa, si indica comunemente con la lettera A e corrisponde ad un numero puro, privo cioè di dimensioni fisiche. Ogni elemento della tabella periodica, oltre ad avere un numero atomico, indicato con la lettera Z, possiede quindi anche un numero di massa. In verità per ogni elemento esistono più tipi di atomi che, pur possedendo tutti lo stesso numero atomico, hanno differente numero di massa, avendo nel nucleo un diverso numero di neutroni; atomi con queste caratteristiche si definiscono isotopi. Per rappresentare i vari isotopi di un elemento si utilizza il simbolo dell’elemento stesso cui si aggiunge, in alto a sinistra, il numero di massa. Prendiamo ad esempio l’idrogeno, il cui atomico è 1; il 99,985% degli atomi di idrogeno ha nel nucleo solo un protone e nessun neutrone: il loro numero di massa è quindi 1 e si indicano con 1H. Il rimanente 0,015% presenta nel nucleo, oltre all’immancabile protone, anche un neutrone ed ha pertanto numero di massa 2; tale isotopo naturale dell’idrogeno prende il nome di deuterio e si indica con 2H. Esiste infine anche un isotopo artificiale che, avendo nel nucleo un protone e due neutroni, ha numero di massa 3; detto isotopo si chiama trizio e si indica con 3H. Le proprietà chimiche, essendo determinate dalla sua configurazione elettronica, dipendono unicamente dal suo numero atomico, che costituisce quindi il maggior elemento identificativo di ciascun elemento. Il numero di massa non ha alcuna influenza sulle proprietà chimiche, esercitando invece un ruolo nelle reazioni nucleari, che si verificano, ad esempio, nelle centrali nucleari e nelle bombe atomiche. In conclusione possiamo quindi dire che due isotopi hanno le stesse proprietà chimiche. Come abbiamo detto, il numero di massa è una grandezza adimensionale; in chimica tuttavia è importante poter conoscere anche il peso reale degli atomi, per riuscire a sapere, per esempio, quanti di essi sono presenti in un determinato peso di una certa sostanza. Per pesare un atomo non possiamo però certo utilizzare le unità di misura adoperate nella vita di tutti i giorni, come ad esempio il grammo o il chilogrammo; esse infatti sono troppo grosse per oggetti come gli atomi e ci costringerebbero quindi all’uso di molti zeri dopo la virgola oppure all’uso di esponenti negativi. Allo scopo è stata quindi creata una nuova unità di misura, chiamata Unità di Massa Atomica (UMA) o Dalton. Tale grandezza corrisponde, grosso modo, al peso in grammi di un nucleone e cioè 1,66 x 10-24 grammi. Il peso atomico di un elemento dovrebbe quindi corrispondere ad un numero intero di Dalton, corrispondente al numero di nucleoni presenti nel nucleo. Se controlliamo sulla tabella periodica ci accorgiamo però che non è così: il peso atomico di ogni elemento è rappresentato infatti da un numero decimale. Questo accade perché è necessario prendere in considerazione tutti gli isotopi naturali di un elemento, con le loro proporzioni reciproche. Nel caso dell’idrogeno, ad esempio, si deve considerare che lo 0,015% dei suoi atomi naturali hanno massa pari a 2 Dalton, mentre tutti gli altri hanno massa 1 Dalton; in ragione di ciò, la massa media ponderata dell’atomo di idrogeno è 1,00797 Dalton. Tra tutti e 106 gli elementi alcuni sono però più importanti e più diffusi di altri; nella nostra trattazione e nei nostri esercizi ne utilizzeremo infatti solo una quarantina, quelli elencati qui sotto, di cui è necessario conoscere il nome, il simbolo, e la posizione approssimativa nella tabella.
Tra gli elementi scoperti in questo periodo figurano, ad esempio, boro, silicio, berillio e selenio. Del peso atomico parleremo in dettaglio più avanti (a pag. 6) I numeri atomici vennero introdotti da un allievo di Rutherford, successivamente alla elaborazione del modello atomico planetario. Durante la lettura di questo paragrafo è opportuno tenere aperta la tabella periodica, controllando con la legenda la descrizione delle caratteristiche dei vari elementi. In ambito scientifico per stabilità dobbiamo intendere assenza di cambiamento; una situazione è quindi tanto più stabile quanto più difficilmente subirà delle modificazioni. Questo principio viene utilizzato ad esempio in molti disinfettanti ossigenati, come l’acqua ossigenata, da cui si sviluppa ossigeno atomico, formato appunto da atomi singoli, che immediatamente reagiscono coi microbi che incontrano distruggendoli. L’elio, in quanto più leggero dell’aria, viene impiegato, tra l’altro, per gonfiare palloncini. Non è invece possibile acquistare o cedere protoni, perché il nucleo resta sempre lontano dalle trasformazioni chimiche. Vedremo più avanti che si possono formare anche ioni poliatomici, formati cioè dall’unione di più atomi diversi. I materiali che non conducono calore o elettricità si dicono anche isolati termici o elettrici. Poiché protoni e neutroni si trovano nel nucleo dell’atomo, essi vengono detti anche nucleoni. Z corrisponde alla lettera iniziale del termine zahl, che in tedesco significa numero. In questa sede non ci soffermeremo sulla differenza tra peso e massa ed utilizzeremo quindi entrambi i termini come sinonimi. La media ponderata si fa tenendo conto delle percentuali relative dei valori di cui si vuol fare la media: i valori cui corrisponde una percentuale minore peseranno meno, mentre peseranno di più quelli percentualmente più rappresentativi. fonte: http://www.liceodavincifi.it/_Rainbow/Documents/IL%20SISTEMA%20PERIODICO3.doc Ricerche correlate a tavola periodica degli elementi tavola periodica degli elementi stampabile tavola periodica degli elementi completa tavola periodica degli elementi da stampare Tavola periodica e numero atomicoNumero atomico (Z)Il numero atomico o numero protonico (indicato solitamente con Z, dal tedesco Zahl che significa numero ) corrisponde al numero di protoni contenuti in un nucleo atomico. IoneLa carica elettrica di un protone (+) è uguale e contraria a quella di un elettrone (–), mentre un neutrone è una particella neutra, ovvero priva di carica elettrica. In un atomo (normalmente neutro) il numero atomico, ovvero dei protoni, è dunque uguale al numero di elettroni; in caso contrario l'atomo è detto ione (dal greco ion = che si muove, in riferimento alla sua attitudine a muoversi all’interno di un campo elettrico) . In particolare si definisce catione uno ione di carica positiva e anione uno ione di carica negativa. Numero di massa (A ) di un atomoIl numero di massa (A) di un generico atomo X è dato dal numero di protoni (Z ) + il numero di neutroni (N ). Viene generalmente indicato in alto a sinistra del simbolo dell’elemento in questo modo: si può pertanto affermare che il numero di massa dell’atomo di carbonio in questione è 12 e che il suo numero atomico è 6. Il numero di neutroni N sarà N = A – Z = 6.Il numero A, nel caso di un atomo, è sempre un numero intero e “piccolo”. IsotopoSe due atomi possiedono lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa (cioè diverso numero di neutroni) si dicono isotopi. Tutti gli isotopi di uno stesso elemento occupano la stessa posizione (“isos”= uguale, “topos”=luogo) all’interno della tavola periodica (vedi fig. XX) in quanto presentano le stesse proprietà chimiche, proprietà che dipendono solo da Z. Variano invece le proprietà fisiche. Tutti gli isotopi hanno lo stesso nome dell’elemento che li contraddistingue ad eccezione dell’atomo di idrogeno che presenta anche dei nomi specifici per ogni isotopo. Esistono tre isotopi dell’idrogeno e i loro nomi specifici sono prozio . Il trizio è un isotopo radioattivo.Isotopi radioattivi e tempo di dimezzamento (o emivita )Un isotopo radioattivo ha la tendenza di espellere (o emettere) nel tempo una parte di sé e trasformarsi in un altro atomo più stabile. Il tempo di dimezzamento è il tempo trascorso il quale un isotopo radioattivo ha il 50% di probabilità di non esistere più nella sua forma originale. Nel caso si consideri una certa quantità di massa (cioè un numero elevato di isotopi tutti uguali), il tempo di dimezzamento esprime il tempo necessario affinché il 50% di questa massa iniziale non
esista sicuramente più (la sicurezza è di tipo statistico e dunque tanto maggiore quanto maggiore è il numero iniziale di isotopi). L'ossigeno ha tre isotopi stabili e dieci isotopi radioattivi. Tutti i radioisotopi hanno tempi di decadimento inferiori a tre minuti. Numero di Avogadro (NA)È per definizione il numero di atomi contenuti in 12 g di carbonio 12 ( ). Tale definizione raggira abilmente il problema di sapere il valore numerico esatto, che, come è ovvio immaginare non è possibile quantificare con precisione elevata. Una stima accettabile è NA ≈ 6,022 ´ 1023.MoleQuantità di
sostanza di un sistema che contiene un numero di entità elementari pari al numero di Avogadro. È la grandezza adottata dal Sistema Internazionale (S.I.) per identificare una quantità di materia. Legge della conservazione di massa di LavoisierNulla si crea e nulla si distrugge, ovvero, in una reazione chimica,la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei
prodotti. Massa (o peso ) atomica assoluta di un atomoÈ la massa
di un atomo espressa in grammi. Massa atomica ( o peso atomico ) assoluta di un elementoÈ la massa media di un elemento espressa in grammi. Unità di massa atomica unificat a (u / Da (dalton) u.m.a. / a.m.u. )Esprimere la massa di un atomo (o anche di una molecola) usando il grammo o ancor peggio il kg può essere poco pratico ed è per questo che è nata l’esigenza di una unità di massa più adatta. Nasce così l’unità di massa atomica unificata che è definita come la dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12 ( ).Se per definizione, in 12 g di 12/NA g e dunque 1 u equivale a 1/NA g ≈ 1,66 ´ 10-24 g. Essendo la massa di un atomo interamente concentrata nel suo nucleo (la massa degli elettroni è relativamente trascurabile) e poiché in un nucleo di . Si potrebbe erroneamente pensare che la massa media di un nucleone sia una costante universale e che quindi fosse possibile ricavare la massa assoluta di un qualsiasi atomo semplicemente moltiplicando u per il suo numero di massa A (calcolo lecito solo nel caso di ). Quando dei protoni e dei neutroni reagiscono per formare un nucleo rilasciano una certa quantità di energia E e dunque, per la equivalenza tra massa ed energia espressa dalla nota legge di Einstein (E = m ´ c2) si ha anche una variazione di massa. Tale equivalenza è sempre valida ma se a reagire sono grandi quantità di atomi e/o le energie in gioco sono “piccole” (entrambi le condizioni sono sempre verificate nelle reazioni chimiche) essa è del tutto ininfluente, per cui resta sempre valida la legge della conservazione di massa di Lavoisier (vedi XX). 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. 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 Massa molecolare (peso molecolare)Grandezza analoga alla massa atomica (sia assoluta sia relativa) ma riferita a una molecola. 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 formulaEquivale alla massa molecolare relativa ma
è riferita a composti chimici non molecolari e in particolare ai composti ionici. Massa molare (M.M.)È la massa (peso) di 1 mole di qualsiasi sostanza. 2H2 + O2 à 2H2O Fonte: http://didattica-online.polito.it/CHIMICA/dismic/approfondimento/Riassunto%20numero%20atomico%20etc.doc Tavola periodica degli elementi completa in italiano e elettronegatività da stampareTavola periodica degli elementi e elettronegativitàTavola periodica degli elementi completa in italiano e elettronegatività da stampare tabella chimica elettronegativitàtavola_periodica_degli_elementi_pdf Termini d' uso e privacy
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