Semestre filtro - Medicina, Odontoiatria, Veterinaria, - quiz estratto dal libro "Quiz di Chimica" di Francesco Serafini
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UNITA' DIDATTICA 1 - La struttura dell’atomo, i legami chimici, stati di aggregazione della materia e termodinamica dei sistemi aperti.
Capitolo 1.1 (Secondo la ripartizione del Syllabus di Francesco Serafini) - La costituzione della materia. Fondamenti della teoria atomica. Struttura dell’atomo: protoni, neutroni e elettroni. Numero atomico e numero di massa. Gli isotopi.
29. Quale tra le seguenti affermazioni sulla massa atomica relativa è falsa?
Quiz 29 – Risposta D
La massa atomica relativa (Ar) di un elemento chimico è la media ponderata delle masse atomiche dei suoi isotopi presenti in natura. "Ponderata" significa che si tiene conto dell'abbondanza (la percentuale) di ciascun isotopo.
L'unità di misura di riferimento è l'unità di massa atomica (simbolo: u), definita esattamente come 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12 (¹²C).
In parole semplici, non tutti gli atomi di un dato elemento sono perfettamente identici: possono avere un numero diverso di neutroni nel nucleo. Questi "fratelli" diversi dello stesso elemento si chiamano isotopi. La massa atomica che leggiamo sulla tavola periodica non è la massa di un singolo atomo, ma una media che riflette quanto sono comuni i vari isotopi di quell'elemento.
L’affermazione della risposta D è FALSA. Sebbene la massa atomica relativa sia spesso vicina al numero di massa dell'isotopo più abbondante, non è quasi mai esattamente uguale. Il contributo, anche se piccolo, degli altri isotopi sposta il valore della media. Ad esempio: Il Cloro ha due isotopi principali: il Cloro-35 (abbondanza circa 75,77%) e il Cloro-37 (abbondanza circa 24,23%). L'isotopo più abbondante è il Cloro-35. Tuttavia, la massa atomica relativa non è 35, ma circa 35,45 u, a causa della presenza del Cloro-37.
Le altre affermazioni sono corrette:
A: La massa atomica relativa è un confronto tra la massa media di un atomo e l'unità di massa atomica standard (1/12 della massa del carbonio-12).
B: Come spiegato sopra, questa è la definizione corretta. Per calcolarla, si moltiplica la massa di ciascun isotopo per la sua abbondanza percentuale, si sommano i risultati e si divide per 100.
Formula: Ar=100(massaisotopo1·%abbondanza1)+(massaisotopo2·%abbondanza2)+...
C: Poiché è il risultato di una media ponderata, il valore è quasi sempre un numero con decimali. Un esempio classico è il Cloro (Cl), la cui massa atomica relativa è circa 35,45 u. Questo valore non corrisponde a un numero intero di protoni e neutroni proprio perché deriva dalla media dei suoi isotopi (³⁵Cl e ³⁷Cl).
E: L'atomo di carbonio-12 è stato scelto come standard internazionale per definire l'unità di massa atomica. Tutto il resto è misurato in relazione a esso.