UNIVERSITA’ DEGLI STUDI DI MILANO
Facoltà di Scienze Matematiche, Fisiche e Naturali
Corso di Laurea Triennale in Chimica
CORSO DI:
LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE
E INORGANICA
Docente:
Dr. Alessandro Caselli
Anno Accademico 2009-2010
Capitolo 1 . Introduzione
INTRODUZIONE
Non hai veramente capito qualcosa
fino a quando non sei in grado di
spiegarlo a tua nonna.
Albert Einstein
1
Capitolo 1 . Introduzione
Introduzione
Libri di testo:
1) Esercitazioni di chimica. La chimica attraverso gli esercizi
Autori: Clerici Angelo, Morrocchi Sergio
Editore: Schonenfeld & Ziegler
Pagine: 744
ISBN: 8888412018
Data pubblicazione: 2002
2) Stechiometria
Autori: M. Freni, A. Sacco
Editore: CEA
Pagine: 592
ISBN: 88-408-0732-2
Data pubblicazione: 1992
3) Esercizi svolti sull'equilibrio chimico
Autori: A. Ceriotti, F. Porta
Editore: cusl
Pagine: 127
4) Stechiometria (Un avvio allo studio della chimica) 5° edizione
Autori: I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani
Editore: CEA
Pagine: 304
ISBN: 978-88-08-18354-5
Data pubblicazione: 2009
5) Fondamenti di chimica (seconda edizione)
Autori: Brown, Lemay, Bursten, Murphy
Editore: EdiSES
Pagine: 1200
ISBN: 978-88-7959-479-0
Data pubblicazione: 2009
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Capitolo 1 . Introduzione
Stechiometria: dal greco “misura delle sostanze elementari”.
(TUTTO CON MISURA NUMERO E PESO)
Libro della Sapienza (XI, 20)
Gli esercizi, numerici o pratici, rappresentano la parte sostanziale della chimica.
Servono non solo a dare una capacità di operare, ma contribuiscono anche
all’acquisizione e alla fissazione di concetti altrimenti difficilmente assimilabili.
Grandezze fisiche e unità di misura
Si chiamano grandezze fisiche tutte quelle entità con cui vengono descritti i
fenomeni fisici e che sono suscettibili di una definizione quantitativa, ossia che
sono misurabili.
Cioè, se chiamiamo G la grandezza da misurare e UG la sua unità di misura deve
essere possibile esprimere la misurazione eseguita con un’espressione del tipo:
G = nUG
Ogni grandezza fisica ha una sua unità di misura. La misura di una grandezza
fisica è data dal rapporto tra la grandezza fisica ed un campione di quella
grandezza scelto come unità di misura. Le grandezze fisiche si dividono in
fondamentali e derivate. (Per esempio, la lunghezza l è una grandezza
fondamentale, mentre il volume è una grandezza derivata dal prodotto di 3
lunghezze. Si dice che la grandezza derivata volume ha le dimensioni di una
lunghezza al cubo (l3).
Numeri puri. Il numero puro rappresenta una quantità che non ha dimensioni.
Nella maggior parte dei casi esso è uguale al rapporto tra due valori di una stessa
grandezza. Esempio:
greco.
Le grandezze fisiche sono tra loro collegate da equazioni definitrici.
3
Capitolo 1 . Introduzione
Il sistema internazionale di unità di misure (sistema S.I., in vigore in Italia dal 1979,
a oggi solo gli Stati Uniti, il Myanmar e la Liberia non lo hanno adottato
ufficialmente) prevede sette grandezze fisiche fondamentali che sono definite e
considerate dimensionalmente in modo del tutto indipendente.
Grandezze fisiche
Simbolo
Nome unità di
Simbolo
misura
unità di misura
fondamentali
Lunghezza
l
metro
m
Massa
m
chilogrammo
kg
Tempo
t
secondo
s
Temperatura
T
kelvin
K
I, i
ampere
A
Intensità luminosa
Iv
candela
cd
Quantità di materia
n
mole
mol
termodinamica
Intensità
corrente
elettrica
Tutte le grandezze fisiche meccaniche possono essere definite in funzione delle
prime tre. Per definire alcune grandezze fisiche termodinamiche viene introdotta la
temperatura e per definire le grandezze fisiche elettromagnetiche viene introdotta
l’ intensità di corrente.
La misura di una grandezza, misurata in una certa unità di misura, può risultare un
numero troppo grande o troppo piccolo: agli scopi pratici risulta pertanto
conveniente sostituire l'unità di misura prescelta con un suo multiplo o
sotomultiplo.
Tra le grandezze che useremo, un cenno particolare merita l’atmosfera, unità di
misura tradizionale della pressione. Nel 1964 essa è stata definita come la
pressione che corrisponde a 101325 pascal (prima del 1964 era definita come la
pressione esercitata sulla base di un cilindro di mercurio alto 76,0 cm, alla
temperatura di 0°C, essendo l’accelerazione gravitazionale 980,665 cm s2).
Siccome la pressione di un’atmosfera corrisponde approssimativamente alla
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Capitolo 1 . Introduzione
pressione dell’aria al livello del mare, molte costanti e risultati di misure
termodinamiche sono stati riferiti alla pressione di 1 atmosfera. La misura della
pressione adottata nel sistema SI è il pascal. La scelta di 101325 come standard
di riferimento termodinamico della pressione comporta alcune complicazioni nei
calcoli che riguardano le costanti di equilibrio di reazioni in cui compaiono
sostanze gassose. Per ovviare a ciò è stata una nuova unità di misura della
pressione, il bar = 105 pascal.
1 bar = 0.98692 atm ; 1 atm = 1,01325 bar
Quando si devono eseguire dei calcoli numerici sulle misure si devono osservare
le seguenti regole:
1) Tutte le grandezze devono essere espresse in unità basate sullo stesso
sistema e tutte le misure delle grandezze della stessa specie devono
essere espresse in identiche unità di misura.
2) Si possono addizionare o sottrarre solo le grandezze della stessa specie
essere espresse in identiche unità di misura.
3) Le moltiplicazioni, le divisioni e l'elevamento a potenza delle misure di
grandezze di specie diverse devono essere effettuate sui numeri e sulle
unità di misura.
4) L'uguaglianza tra due membri di un'equazione deve essere soddisfatta sia
per i valori numerici, sia per l'unità di misura.
Sensibilità, Accuratezza e Precisione:
Ogni strumento è caratterizzato da una propria sensibilità, accuratezza e
precisione.
Sensibilità: minima differenza che lo strumento è in grado di distinguere tra due
misure della grandezza (scala dello strumento).
Accuratezza: capacità dello strumento di dare una misura della grandezza quanto
più vicina al valore reale (taratura dello strumento).
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Capitolo 1 . Introduzione
Precisione: capacità dello strumento di dare valori quanto più possibile vicini tra
loro in una serie di misure effettuate sullo stesso campione della grandezza in
esame.
Figura 1. Differenza tra precisione e accuratezza (da Stoker – Principi di chimica)
(Stabilità: si o no; capacità di ripetere la misura: ottengo un valore con
un'oscillazione minore di 2 volte la sensibilità).
Qualsiasi misura è affetta da errori. Possiamo distinguere tra: errori sistematici
(agiscono secondo leggi definite e possono quindi essere corretti) ed errori
casuali (non possono essere eliminati). Errore assoluto: differenza tra il valore
assoluto di ogni singola misura ed il valore medio delle misure. Errore relativo: si
esprime in % ed è dato dal rapporto, moltiplicato per cento, tra il valore assoluto
del'errore assoluto ed il valore della misura.
Cifre significative: quando l'errore assoluto di una misura non è superiore alla
variazione in più o in meno di una sola unità dell'ultima cifra del valore numerico,
diciamo che tutte le cifre di quel valore sono corrette (significative). La prima cifra
significativa di un numero non può essere 0. Sono invece significativi tutti gli 0 che
seguono l'ultima cifra diversa da 0.
Ciascun risultato di una misura sperimentale fornisce le informazioni necessarie
per la sua corretta utilizzazione:
1) L'unità di misura
2) Il numero che indica quante volte l'unità di misura è contenuta nella
grandezza in esame.
3) La precisione con cui la misurazione è stata effettuata.
6
Capitolo 1 . Introduzione
Figura 2. Regole per determinare quali sono le cifre significative in un numero (da Stoker – Principi
di chimica)
Il valore numerico di ogni misura sperimentale è un'approssimazione (ultima cifra).
Arrotondamento: quando si sommano o si sottraggono due numeri approssimati,
il risultato non può avere una precisione assoluta maggiore del numero meno
preciso. Le regole per arrotondare un numero sono:
1) Quando la prima cifra non significativa che si elimina è < 5 si mantiene
inalterata l’ultima cifra significativa.
2) Quando è > di 5 si aumenta di un unità l’ultima cifra significativa.
3) Quando è 5, si aumenta di un unità l’ultima cifra se questa è dispari, si
lascia inalterata se è pari.
Nelle operazioni di divisione e di moltiplicazione fra numeri non esatti il risultato si
riporta con tante cifre significative quante ne ha il fattore che ne contiene meno (a
volte se ne tiene una in più). I numeri esatti non seguono questa regola!
7
Capitolo 1 . Introduzione
I Logaritmi
Nelle equazioni relative ai calcoli stechiometrici spesso compaiono i logaritmi. Il
logaritmo in base 10 di un numero A (log A) è l’esponente B della base 10 per il
quale si ha:
10B = A
log10A = B
Un logaritmo è costituito da una parte intera (caratteristica) e da una decimale
(mantissa).
Il logaritmo di un numero maggiore di 1 è positivo e la sua
caratteristica è uguale al numero delle cifre a sinistra della virgola, diminuito di
un’unità. La mantissa di un logaritmo ha tante cifre significative quante ne ha il
numero A. Il logaritmo di 1 è uguale a 0. I logaritmi dei numeri compresi fra 0 e 1
sono negativi
A
B
caratteristica
mantissa
3450
3,5378
3
5378
34,50
1,5378
1
5378
3,450
0,5378
0
5378
1
0
0
0
0,350
-0,462
462
0,0350
-1,462
462
0,00350
-2,462
462
Non esistono i logaritmi dei numeri minori di 0.
Problema inverso: dato il logaritmo di un numero, trovare il numero stesso. La
caratteristica del logaritmo serve a localizzare la virgola nel numero, le cifre
significative sono quelle della mantissa!
Proprietà dei logaritmi:
log (A*B) = log A + log B
log (A/B) = log A – log B
log Ab = b log A
8
Capitolo 1 . Introduzione
Tavola periodica degli elementi
La tavola periodica degli elementi, così come oggi la conosciamo, è il risultato di
un'analisi
razionale
delle
proprietà
degli
elementi
chimici
risalente
a
centocinquanta anni fa.
La
tavola
periodica
presenta
una
suddivisione
in
periodi
(scorrendo
orizzontalmente una riga da sinistra verso destra) e gruppi (muovendosi
verticalmente su una colonna, dall'alto verso il basso). Tutti gli elementi che
appartengono ad una stessa riga hanno come caratteristica comune di avere una
configurazione elettronica non completa nello stesso livello energetico. Un
elemento si distingue dal precedente per la presenza di un protone e
conseguentemente di un elettrone in più rispetto al precedente. Gli elementi di uno
stesso gruppo, invece, hanno lo stesso numero di elettroni nel livello energetico
più esterno.
La tavola periodica può essere suddivisa in blocchi di colonne. Il blocco di sinistra
(blocco s, per la presenza di elettroni esterni in orbitali s) è costituito dal gruppo IA
(metalli alcalini) e dal gruppo IIA (metalli alcalino-terrosi). Segue un blocco
centrale formato da dieci colonne (blocco d, i cui elettroni esterni si trovano in
orbitali d). Questi atomi sono tutti metalli e sono chiamati elementi di transizione o
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Capitolo 1 . Introduzione
metalli del blocco d. Si trova quindi un blocco formato da sei colonne (blocco p,
per la presenza di elettroni esterni in orbitali p). L'ultima colonna di questo blocco è
costituita dai gas nobili, che presentano la struttura elettronica esterna completa e
pertanto hanno una reattività molto bassa e scarsissima propensione a formare
composti.
Il blocco inferiore della tavola è costituito da due periodi di quattordici colonne. Si
tratta dei Lantanidi e degli Attinidi, anche noti come elementi di transizione interna,
i cui elettroni esterni occupano orbitali di tipo f.
Totale 120 elementi di cui 90 naturali.
Proprietà della tavola periodica degli elementi
Il numero atomico Z definisce il numero di protoni (e conseguentemente di
elettroni) presenti nell'atomo.
Il numero di massa A rappresenta il numero di nucleoni (protoni e neutroni)
costituenti il nucleo.
La massa atomica, è la massa media, calcolata considerando l'abbondanza
naturale degli isotopi dell'elemento presenti sulla terra. Essa è riportata in u.m.a.
ed è riferita ad 1/12 della massa dell'isotopo del carbonio 12, che per convenzione
ha massa 12.
L'elettronegatività è una grandezza che esprime la tendenza di un elemento
neutro ad attrarre un elettrone. Questa proprietà permette di definire il tipo di
legame che l'elemento forma con un altro. L'elettronegatività tende a diminuire con
regolarità lungo un gruppo mentre aumenta lungo un periodo.
Il raggio atomico è il raggio dell'atomo neutro. Lungo un gruppo il raggio di un
atomo aumenta e gli elettroni occupano livelli energetici via via più distanti dal
nucleo. Il raggio atomico, invece, diminuisce lungo un periodo, in quanto, per
effetto dell'aumento del numero di protoni, gli elettroni presenti in un livello
energetico risentono maggiormente della forza di attrazione del nucleo.
La
configurazione
elettronica
descrive
la
disposizione
degli
elettroni
dell'elemento negli orbitali atomici. Gli elettroni tendono ad occupare i livelli e i
sotto livelli a più bassa energia, mentre, quando i livelli sono degeneri (cioè
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Capitolo 1 . Introduzione
possiedono la stessa energia), gli elettroni si vanno a disporre preferenzialmente
in orbitali vuoti, secondo la regola della massima molteplicità (regola di Hund).
Gli stati di ossidazione, o numeri di ossidazione, rappresentano la carica che un
elemento assume in un composto di tipo ionico, oppure, in presenza di un legame
covalente, la carica che l'elemento assumerebbe qualora gli elettroni fossero
assegnati all'elemento più elettronegativo.
Il punto di fusione è la temperatura alla quale si verifica il passaggio dallo stato
solido allo stato liquido.
Il punto di ebollizione è la temperatura alla quale si verifica il passaggio dallo
stato liquido allo stato gassoso.
La resistività elettrica, misurata a 20 °C, è la capacità degli elementi di opporre
resistenza al passaggio di corrente elettrica. Non è misurabile per gli elementi in
fase gassosa.
La conducibilità termica, misurata a 25 °C, è indice della capacità degli elementi
di condurre il calore.
La densità fornisce la massa dell'unità di volume. È misurata per i solidi ed i liquidi
a 20 °C, per i gas a 0 °C e 1,00 atm.
L'affinità elettronica è l'ammontare di energia assorbita quando un elettrone è
acquistato da un atomo neutro isolato in fase gassosa per formare uno ione
gassoso con una carica -1. La maggior parte degli elementi ha affinità elettronica
negativa: questo significa che non necessitano di energia per acquistare un
elettrone, al contrario la rilasciano.
L'energia di prima ionizzazione di un atomo è l'energia minima richiesta per
strappare un elettrone dall'atomo neutro e portarlo a distanza infinita.
11
Capitolo 1 . Introduzione
Stechiometria I
Materia: atomi.
La materia, cioè tutto quello che possiede massa, è formato da atomi.
Gli atomi sono le più piccole particelle di materia che possono prendere parte ad
una reazione chimica. Ciascun atomo risulta costituito da tre tipi fondamentali di
particelle: protoni (p), neutroni (n) e elettroni (e-).
elettrone
protone
neutrone
Carica assoluta (u.e.s.)
4,80 x 10-10
4,80 x 10-10
0
Carica assegnata
-1
+1
0
Massa assoluta (g)
9.10 x 10-28
1.67 x 10-24
1.67 x 10-24
Massa (u.m.a.)
0,00055
1,007825
1,008665
Le dimensioni di un atomo sono dell’ordine di 10-8 cm
(quelle del nucleo 10-12 - 10-13 )cm
Ogni atomo risulta univocamente individuato quando è noto il suo numero
atomico Z e il suo numero di massa A.
Il numero atomico Z rappresenta il numero di protoni (e quindi anche di elettroni)
contenuti in un atomo: è la carica nucleare.
Il numero di massa A rappresenta il numero di nucleoni (protoni + neutroni)
costituenti il nucleo.
Atomi con ugual numero atomico Z ma diverso numero di massa A sono chiamati
isotopi.
Poiché le reazioni chimiche usuali non alterano il nucleo degli atomi, le proprietà
chimiche di un atomo dipendono esclusivamente dal numero di elettroni presenti:
gli isotopi hanno proprietà chimiche uguali ma masse differenti.
12
Capitolo 1 . Introduzione
Esempio:
atomo dell’elemento carbonio avente 6 protoni; 6 elettroni carica
nucleare +6
12 nucleoni: 6 protoni e 6 neutroni
atomo dell’elemento carbonio avente 6 protoni; 6 elettroni carica
nucleare +6
13 nucleoni: 6 protoni e 7 neutroni
Gli elementi sono generalmente costituiti da miscele di isotopi.
Il peso atomico venne originariamente definito come il rapporto tra il peso
dell'atomo considerato ed il peso di un atomo di riferimento al quale si assegna un
peso arbitrario. Attualmente il peso di riferimento corrisponde a 1/12 del peso
dell'atomo di carbonio di numero di massa 12.
Così definito si chiama peso atomico relativo (più correttamente: massa
atomica relativa) ed è un numero puro!
Conoscendo il numero di atomi di carbonio contenuti in un determinato peso di
tale elemento è possibile calcolare il peso di un singolo atomo di carbonio:
prendendo 1/12 di tale peso come unità di misura il peso atomico relativo di un
elemento diventa uguale al suo peso atomico assoluto espresso in tale unità di
misura.
L'unità di misura delle masse atomiche è il dalton (u.m.a.) = 1.66 10-24 g
Elementi e composti.
La materia è costituita da sostanze che possono essere elementari o composte.
Le sostanze elementari (elementi) sono quelle costituita da atomi aventi tutti lo
stesso numero atomico Z. Possono essere costituiti da atomi isolati (i.e. gas nobili)
oppure da aggregati discreti di atomi (cioè unità distinte e separate le une dalle
altre, ciascuna delle quali formata da due o più atomi legati fra loro (i.e. ossigeno
O2, lo zolfo S8, etc.) oppure da un insieme continuo di atomi legati fra loro da
legami covalenti (i.e. boro, silicio, etc.) o da legami di tipo metallico (i.e. sodio,
zinco, rame, etc.).
13
Capitolo 1 . Introduzione
Le sostanze composte (composti) sono invece quelle formate da atomi di almeno
due elementi differenti combinati in diversi rapporti atomici.
Le unità distinte, siano esse monoatomiche (elementi) o poliatomiche (composti) si
dicono molecole. I composti possono essere formati da molecole (i.e. diossido di
carbonio CO2, acqua H2O, etc.), da concatenazioni di atomi (diossido di silicio
SiO2, etc.) oppure da ioni (atomi o gruppi di atomi che hanno ceduto elettroni,
come Na+, Ca2+, NH4+, o ne hanno acquistati, come Cl-, CO32-, NO3-) tenuti insieme
dalla forza di attrazione elettrostatica fra le loro cariche di segno opposto (i.e.
cloruro di sodio NaCl, nitrato di ammonio NH4NO3, etc).
Modi di rappresentare le formule
Formule:
1) minima o empirica: indica da quali elementi è composta una
sostanza e in quale rapporto numerico minimo intero gli atomi di
ciascuna specie elementare sono in essa contenuti. A tale formula si
perviene tramite l’analisi chimica del composto.
(i.e. perossido di idrogeno HO)
2) molecolare: esprime l’esatto numero di atomi di ciascuna specie
elementare presente nella molecola di un composto.
(i.e. perossido di idrogeno H2O2)
La formula molecolare di un composto può coincidere con la sua
formula minima oppure può essere un multiplo intero di questa. Si
ricava dalla forma minima una volta noto il peso molecolare (vedi
dopo). N.B. attenzione all’acqua di idratazione!
3) di struttura: Descrive esattamente come i vari atomi costituenti la
molecola di un composto sono legati tra loro e come sono disposti
nello spazio. La formula di struttura è la più informativa:
composizione, tipo di legami, distanze interatomiche, angoli di
legame, etc.).
14
Capitolo 1 . Introduzione
Peso molecolare e peso formula
La scala dei pesi atomici degli elementi permette di calcolare la massa relativa al
12
C delle molecole di una sostanza. Si definisce peso molecolare di una sostanza
la somma di tutti gli atomi costituenti la molecola.
PMH2O = 2 x p.a.H + 1 x p.a.O = 2 x 1.008 + 1 x 15,999 = 18,015
La massa di una molecola di H2O corrisponde a 18,015 u.m.a.
Mole
Esempio: in 32,06 g di zolfo, in 18,015 g di acqua, in 142,036 g di solfato di sodio
sono contenuti tanti atomi di S, tante molecole di H2O, tante unità formula Na2SO4
quanti atomi di 12C sono contenuti in 12 g esatti di carbonio 12.
Il numero di atomi N contenuti in 12 g esatti di 12C è stato determinato
sperimentalmente: Numero di Avogadro
Se consideriamo qualsiasi elemento o composto di cui prendiamo una quantità in
grammi pari al suo PA o PM, conterrà sempre lo stesso numero (6,022 1023) di
unità elementari (atomi, molecole, etc…).
Definizione della mole SI: “ è una quantità di sostanza che contiene un numero di
entità elementari uguale al numero di atomi contenuti in 12 g esatti di carbonio-12.
L’unità elementare deve essere specificata (può essere un atomo, una molecola,
uno ione, un elettrone, un fotone… etc.)
Definizione di mole: "un numero di grammi di una sostanza pari al peso
molecolare della sostanza stessa".
u.m.a. = 1.66058782 (83) 10-24 g
15
Capitolo 1 . Introduzione
La massa in grammi di una sostanza che risulta uguale a 1 mole è chiamata
massa molare (M) (PM = peso molare) ed è espressa in g/mol.
Volume Molare
Volume molare dei gas = 22.414 L in condizioni normali (1 atm e 0 °C).
Sottomultipli e multipli della mole: mmol, kmol, tonmol
Figura 3. Alcuni esempi di unità di misura standard che usiamo nel quotidiano (da Stoker – Principi
di chimica)
Se 6,022 1023 fiocchi di neve cadessero uniformemente sugli Stati Uniti, la neve
ricoprirebbe completamente ogni edificio, compresi i grattaceli più alti.
6,022 1023 di persone sarebbero sufficienti per popolare 100mila miliardi di pianeti
come la terra, al attuale livello di popolazione.
16
Capitolo 1 . Introduzione
Esercizio (Es. 19 pag 37 - Clerici – Morocchi)
Calcolare il numero di moli contenute in :
a) 32,0 g di Cu
b) 1 kg esatto di H2SO4
La relazione tra massa e numero di moli è data da:
a) Peso atomico Cu = 63,54
MCu = massa molare = 63,54 g mol-1
In 32, 0 g di rame sono contenute:
b) Peso molecolare H2SO4 = 98,0
MH2SO4 = massa molare = 98,0 g mol-1
In 1 kg di H2SO4 sono contenute:
Esercizio:
Calcolare il numero di moli contenute in 1 L H2O (considerando 1 L H2O = 1 kg
H2O; dH2O = 1 kg/L)
Relazione tra massa e numero di moli:
17
Capitolo 1 . Introduzione
MH2O = massa molare = 18,0 g mol-1
In 1 kg di H2SO4 sono contenute:
Esercizio (Es. 21 pag 38 - Clerici – Morocchi)
Calcolare quante moli di atomi di zolfo e di atomi di ossigeno sono contenute in
100 g di solfato di sodio Na2SO4:
Dalla formula di Na2SO4 si ricava:
1 mol Na2SO4 = 2 mol Na + 1 mol S + 4 mol O
PMNa2SO4 = 2 x 23 + 1 x 32 + 16 x 2 = 142
Si ha:
Proviamo a farlo con 3 cifre significative:
PMNa2SO4 = 2 x 23,0 + 1 x 32,1 + 16,0 x 2 = 142,1
Si ha:
18
Capitolo 1 . Introduzione
Esercizio (Es. 24 pag 40 - Clerici – Morocchi)
Quaranta chicchi di riso occupo un volume di 1,0 cm3 e pesano 1,0 g. Calcolare:
a) L’altezza di un silos cilindrico di raggio 1 km necessario per immagazzinare
una mole di riso;
b) La massa in tonnellate di riso.
Il numero di entità elementari (chicchi di riso) contenuti in una mole è pari al
numero di Avogadro N = 6,022 10-23.
Il volume occupato da una mole di chicchi, poiché 40 chicchi occupano 1 cm3, è
dato da:
1 km3 = 1015 cm3
a) Altezza:
Come confronto, la distanza terra-luna al perigeo è uguale a 363.104 km,
all’apogeo 405.696 km.
b) Massa di una mole di riso:
19
Capitolo 1 . Introduzione
Esercizio (Es. 26 pag 42 - Clerici – Morocchi)
Il solfato di ammonio (NH4)2SO4 e il nitrato di ammonio NH4NO3 sono usati come
fertilizzanti chimici. Calcolare le moli di NH3 contenute in 100 g di ciascun
composto.
(PAN = 14,0; PAH = 1,01; PAS = 32,1; PAO = 16,0)
Dalle formule si ricava:
M(NH4)2SO4 = 132 g mol-1
MNH4NO3 = 80,0 g mol-1
Dalla formula di (NH4)2SO4 si deduce che 1 mol di composto contiene 2 mol di
NH3, quindi il numero di moli di NH3 contenute in 100 g di (NH4)2SO4 è dato da:
Dalla formula di NH4NO3 si deduce che 1 mol di composto contiene 1 mol di NH3,
quindi il numero di moli di NH3 contenute in 100 g di NH4NO3 è dato da:
Esercizio (Es. 4.1.6, pag 41 – Bertini-Luchinat-Mani)
Determinare le moli di CuSO4·5H2O che corrispondono a 15,00 g di solfato di
rame pentaidrato.
Questo composto chimico è formato da ioni Cu2+, ioni SO42- e molecole di H2O nei
rapporti espressi dalla formula. Il peso molecolare è:
PMCuSO4·5H2O = 63,55 (Cu) + 32.07 (S) + 9 x 16,00 (O) + 10 x 1,01 (H) = 249,7
Per determinare quante moli corrispondono a 15,0 g del sale basta dividere la
massa del sale per la sua massa molare:
20
Capitolo 1 . Introduzione
Determinare anche quanti grammi di acqua sono contenuti nella stessa quantità di
composto:
MH O = 16,00 (O) + 2 x 1,01 (H) = 18,02 g/mol
2
21
