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Il concetto di mole e la stechiometria

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Lo sviluppo storico e la definizione del concetto di mole. L'applicazione del concetto di mole nella stechiometria e per esprimere la concentrazione delle soluzioni.

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  • 1. Il concetto di mole e la stechiometria Vittoria Patti 17 maggio 2007
  • 2. La prospettiva storica 1. nascita del concetto di mole in chimica Il concetto di mole, come misura della grandezza fondamentale “quantità di materia”, nasce a metà Ottocento, mentre si formavano le prime idee moderne sulla distinzione fra atomi e molecole, si cominciavano a comprendere le relazioni quantitative degli atomi nelle molecole, e si definiva in modo sempre più preciso il concetto di elemento.
  • 3. La prospettiva storica 1. nascita del concetto di mole in chimica « Questo compito conoscitivo fondamentale giunse a compimento (...) in seguito all’opera di Dalton, Avogadro, Berzelius, Dumas, Cannizzaro. (...) Fu proprio la quantità di sostanza, come proprietà fondamentale della materia, a guidare il cammino affatto lineare di questi ricercatori» (Turco, Cerruti)
  • 4. La prospettiva storica 2. i primi passi: Boyle, Lavoisier e Proust E’ un elemento (o corpo semplice) ogni sostanza che non può essere scomposta in sostanze più semplici per mezzo di operazioni chimiche; ogni sostanza scomponibile in corpi più semplici, invece, non è un elemento. (Boyle, 1661)
  • 5. La prospettiva storica 2. i primi passi: Boyle, Lavoisier e Proust E’ un elemento (o corpo semplice) ogni sostanza che non può essere scomposta in sostanze più semplici per mezzo di operazioni chimiche; ogni sostanza scomponibile in corpi più semplici, invece, non è un elemento. (Boyle, 1661) In una reazione chimica, la massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla massa delle sostanze prodotte; la massa di ciascun elemento presente nelle sostanze iniziali è uguale alla massa del rispettivo elemento presente nelle sostanze finali. (Lavoisier, Legge della conservazione della massa, 1789)
  • 6. La prospettiva storica 2. i primi passi: Boyle, Lavoisier e Proust In una reazione chimica la massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla massa delle sostanze prodotte; la massa di ciascun elemento presente nelle sostanze iniziali è uguale alla massa del rispettivo elemento presente nelle sostanze finali. (Lavoisier, Legge della conservazione della massa, 1789) E’ un elemento (o corpo semplice) ogni sostanza che non può essere scomposta in sostanze più semplici per mezzo di operazioni chimiche; ogni sostanza scomponibile in corpi più semplici, invece, non è un elemento. (Boyle, 1661) Un composto contiene gli elementi sempre in certe proporzioni, definite e costanti. (Proust, Legge delle proporzioni definite, 1799)
  • 7. La prospettiva storica 2. i primi passi: Boyle, Lavoisier e Proust Un composto contiene sempre gli elementi in certe proporzioni, definite e costanti. (Proust, Legge delle proporzioni definite, 1799) E’ un elemento (o corpo semplice) ogni sostanza che non può essere scomposta in sostanze più semplici per mezzo di operazioni chimiche; ogni sostanza scomponibile in corpi più semplici, invece, non è un elemento. (Boyle, 1661) In una reazione chimica la massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla massa delle sostanze prodotte; la massa di ciascun elemento presente nelle sostanze iniziali è uguale alla massa del rispettivo elemento presente nelle sostanze finali. (Lavoisier, Legge della conservazione della massa, 1789)
  • 8. La prospettiva storica 3. la sintesi (provvisoria) di Dalton 1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni chimiche.
  • 9. La prospettiva storica 3. la sintesi (provvisoria) di Dalton 1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni chimiche. 2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di un elemento sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento.
  • 10. La prospettiva storica 3. la sintesi (provvisoria) di Dalton 1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni chimiche. 2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di un elemento sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento. 3. Gli atomi di diversi elementi formano composti, combinandosi secondo rapporti definiti e fissi tra numeri interi e piccoli.
  • 11. La prospettiva storica 3. la sintesi (provvisoria) di Dalton 1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni chimiche. 2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di un elemento sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento. 3. Gli atomi di diversi elementi formano composti combinandosi secondo rapporti definiti e fissi tra numeri interi e piccoli. 4.Se gli stessi elementi formano più di un composto, ciascuno di essi è caratterizzato da un diverso rapporto di massa, sempre secondo numeri interi e piccoli.
  • 12. La prospettiva storica 3. la sintesi (provvisoria) di Dalton 1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni chimiche. 2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di un elemento sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento. 3. Gli atomi di diversi elementi formano composti combinandosi secondo rapporti definiti e fissi tra numeri interi e piccoli. 4. Se gli stessi elementi formano più di un composto, ciascuno di essi è caratterizzato da un diverso rapporto di massa, sempre secondo numeri interi e piccoli. 5. Una reazione chimica comporta un cambiamento non degli atomi stessi, ma del modo in cui gli atomi sono combinati fra loro nei composti.
  • 13. La prospettiva storica 3. la sintesi (provvisoria) di Dalton 1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni chimiche. 2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di un elemento sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento. 3. Gli atomi di diversi elementi formano composti combinandosi secondo rapporti definiti e fissi tra numeri interi e piccoli. 4. Se gli stessi elementi formano più di un composto, ciascuno di essi è caratterizzato da un diverso rapporto di massa, sempre secondo numeri interi e piccoli. 5. Una reazione chimica comporta un cambiamento non degli atomi stessi, ma del modo in cui gli atomi sono combinati fra loro nei composti. (Dalton, teoria atomica, 1803)
  • 14. La prospettiva storica 4. i contributi di Gay-Lussac, Berzelius, Dumas e Liebig Berzelius (1779/1848) verifica e confronta le diverse posizioni sulla presenza di proporzioni fisse tra i componenti di un composto, mediante un’enorme serie di analisi chimiche condotte su più di 2000 composti (1807-17) in cui dimostra capacità analitiche straordinarie. Inoltre, fra l’altro, introduce il sistema di indicare gli elementi con simboli che è tuttora in uso.
  • 15. Liebig (1803/1873) mette a punto metodiche analitiche per determinare i componenti elementari (carbonio, idrogeno, azoto, ossigeno) dei composti organici. Questi studi saranno fondamentali perché serviranno a chiarire la composizione, e quindi la struttura, dei prodotti naturali. La prospettiva storica 4. i contributi di Gay-Lussac, Berzelius, Dumas e Liebig
  • 16. Gay-Lussac (1758/1850) e Dumas (1800/1884) sono altre figure di primo piano, protagonisti della ricerca chimica di questo periodo pioneristico e ricco di accese polemiche. La prospettiva storica 4. i contributi di Gay-Lussac, Berzelius, Dumas e Liebig
  • 17. La prospettiva storica 5. Gay-Lussac Secondo la legge dei volumi di combinazione di Gay-Lussac, in una reazione chimica tra sostanze allo stato gassoso (in condizioni di pressione e temperatura costanti), i volumi delle sostanze chimiche che si combinano stanno fra loro – e stanno ai volumi delle sostanze gassose prodotte – secondo rapporti espressi da numeri semplici e interi.
  • 18. In altre parole, un dato volume di una sostanza gassosa si combina sempre con un volume uguale, o doppio, o triplo di un’altra. Viene cioè espresso in termini di rapporti di volume ciò che la legge delle proporzioni multiple di Dalton esprimeva in termini di rapporti di peso. La prospettiva storica 5. Gay-Lussac
  • 19. Alcune conseguenze di questa legge erano tuttavia in apparente contraddizione con alcuni aspetti della teoria di Dalton, perché bisognava ammettere che quelli che Dalton considerava “atomi indivisibili” erano in realtà soggetti a dividersi nel corso di una reazione. La prospettiva storica 5. Gay-Lussac
  • 20. Infatti, ad esempio, nel caso della formazione di cloruro di idrogeno, secondo le osservazioni di Gay-Lussac avveniva che: 1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro   2 volumi di cloruro di idrogeno La prospettiva storica 5. Gay-Lussac
  • 21. Infatti, ad esempio, nel caso della formazione di cloruro di idrogeno, secondo le osservazioni di Gay-Lussac avveniva che: 1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro   2 volumi di cloruro di idrogeno mentre secondo Dalton (e anche secondo Berzelius) sarebbe dovuto accadere che: 1 volume di atomi di idrogeno + 1 volume di atomi di cloro   1 volume di cloruro di idrogeno La prospettiva storica 5. Gay-Lussac
  • 22. Infatti, ad esempio, nel caso della formazione di cloruro di idrogeno, secondo le osservazioni di Gay-Lussac avveniva che: 1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro   2 volumi di cloruro di idrogeno mentre secondo Dalton (e anche secondo Berzelius) sarebbe dovuto accadere che: 1 volume di atomi di idrogeno + 1 volume di atomi di cloro   1 volume di cloruro di idrogeno in contrasto coi dati sperimentali ottenuti da Gay-Lussac. La prospettiva storica 5. Gay-Lussac
  • 23. La prospettiva storica 6. l’intuizione di Avogadro Amedeo Avogadro (1776/1856), per risolvere la questione, propone di ammettere che i gas cosiddetti semplici o elementari, come l’idrogeno, l’ossigeno, l’azoto, il cloro ecc., siano formati dall’unione di due atomi identici, cioè da molecole biatomiche, così come i gas “composti” sono costituiti da molecole a loro volta fatte da atomi differenti.
  • 24. La prospettiva storica 6. l’intuizione di Avogadro Ecco quindi che la reazione vista prima diventa la seguente: 1 vol. di molecole di H2 + 1 vol. di molecole di Cl2   2 vol. di molecole di HCl
  • 25. La prospettiva storica 6. l’intuizione di Avogadro Ecco quindi che la reazione vista prima diventa la seguente: 1 vol. di molecole di H2 + 1 vol. di molecole di Cl2   2 vol. di molecole di HCl Ovvero, sinteticamente: H2 + Cl2  2 HCl
  • 26. La prospettiva storica 6. l’intuizione di Avogadro Analogamente, per la formazione rispettivamente dell’acqua e dell’ammoniaca: 2 H2 + O2  2 H2O 3 H2 + N2  2 NH3
  • 27. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro La proposta di Avogadro prende spunto dall’osservazione che « vi sono rapporti molto semplici tra i volumi delle sostanze gassose e il numero delle molecole – semplici o composte – che si formano … »
  • 28. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro … osservazione che nel 1811 formalizza nella cosiddetta legge di Avogadro: Volumi uguali di gas differenti, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole.
  • 29. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro Di conseguenza, il rapporto fra i volumi dei gas fornisce direttamente il rapporto fra il numero delle loro molecole che si combinano.
  • 30. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro Applicando il principio di Avogadro, è possibile stabilire la massa molecolare relativa di ogni sostanza gassosa.
  • 31. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro Infatti, tenendo presente che: 1. la densità di un corpo è il rapporto fra la sua massa e il suo volume,
  • 32. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro Infatti, tenendo presente che: 1. la densità di un corpo è il rapporto fra la sua massa e il suo volume, 2. volumi uguali di gas ( a p e T costanti) contengono lo stesso numero di molecole,
  • 33. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro Infatti, tenendo presente che: 1. la densità di un corpo è il rapporto fra la sua massa e il suo volume, 2. volumi uguali di gas ( a p e T costanti) contengono lo stesso numero di molecole, 3. convenzionalmente attribuiamo alla molecola H2 la massa molecolare M(H2)= 2,
  • 34. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro …paragonando volumi uguali di H2 e di un gas a massa molecolare sconosciuta, il rapporto fra le loro densità sarà uguale al rapporto delle loro masse.
  • 35. La prospettiva storica 7. la legge di Avogadro Ma questo rapporto è determinabile sperimentalmente. Quindi la massa della molecola sconosciuta sarà uguale a tale rapporto, diviso la massa nota di H2, cioè diviso 2.
  • 36. La prospettiva storica 8. la sintesi di Cannizzaro La portata delle intuizioni di Avogadro non fu compresa subito. Anzi, autorevoli esponenti di scuole di Chimica europee lo contestarono apertamente.
  • 37. La prospettiva storica 8. la sintesi di Cannizzaro Quasi mezzo secolo dopo, nel 1860, si svolse uno storico Congresso internazionale di Chimica che riunì i chimici più eminenti del tempo, con l’intento di affrontare il problema della determinazione dei pesi atomici e delle formule chimiche.
  • 38. La prospettiva storica 8. la sintesi di Cannizzaro Il chimico palermitano Cannizzaro (1826/1910) ripropose in quella sede le ipotesi di Avogadro, e riuscì a farle accettare, sottolineandone l’importanza per le determinazione delle masse molecolari relative delle sostanze gassose.
  • 39. La prospettiva storica 8. la sintesi di Cannizzaro La sintesi da lui proposta, detta regola di Cannizzaro, è la seguente: La massa atomica relativa di un elemento chimico è il numero corrispondente alla più piccola quantità di esso contenuta nelle masse molecolari dei suoi composti.
  • 40. La prospettiva storica 9. ... e finalmente la mole Nelle pratica delle operazioni chimiche si ha a che fare con masse ben definite di materia, determinate con la bilancia. L’u.m.a. non è certamente un’unità di massa maneggevole.
  • 41. La prospettiva storica 9. ... e finalmente la mole D’altra parte, occorre un’unità di misura che ci permetta di confrontare masse di qualunque sostanza, che corrispondano esattamente allo stesso numero di atomi o di molecole.
  • 42. La prospettiva storica 9. ... e finalmente la mole Ora, è noto l’equivalente in grammi dell’unità di massa atomica: 1 u.m.a. = 1,66 * 10-24 g circa.
  • 43. La prospettiva storica 9. ... e finalmente la mole Reciprocamente, una quantità espressa in grammi di qualunque atomo o molecola che sia pari, rispettivamente, alla sua massa atomica relativa o massa molecolare relativa, conterrà un numero di particelle uguale a 1/ 1,66 * 10-24 = 6.022 * 1023
  • 44. La prospettiva storica 9. ... e finalmente la mole Quest’ultimo numero è detto numero di Avogadro o più propriamente costante di Avogadro. 6.022 * 1023
  • 45. La prospettiva storica 9. ... e finalmente la mole Una mole è la quantità di una sostanza che:  Contiene 6.022 * 1023 atomi o molecole
  • 46. La prospettiva storica 9. ... e finalmente la mole Una mole è la quantità di una sostanza che:  Contiene 6.022 * 1023 atomi o molecole  Ha massa uguale alla sua massa atomica o molecolare relativa, espressa in grammi.
  • 47. La definizione della mole come grandezza fondamentale nel S. I. La mole non è né un’unità di massa, né di volume. E’ un modo – una grandezza fisica – che serve ad esprimere la quantità di una certa sostanza, e che dà informazioni precise sia sulla massa corrispondente, sia sul numero di particelle da cui è formata.
  • 48. Si arriva così alla definizione ufficiale di mole come grandezza fondamentale del Sistema Internazionale, secondo gli atti della Conferenza Generale dei Pesi e delle Misure, nel 1971… La definizione della mole come grandezza fondamentale nel S. I.
  • 49. 1. La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12. La definizione della mole come grandezza fondamentale nel S. I.
  • 50. 1. La mole è la quantità di sostanza di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12. 2. Quando si impiega la mole, le entità elementari devono essere specificate, e possono essere: atomi, molecole, ioni, elettroni, altre particelle o gruppi specificati di tali particelle. La definizione della mole come grandezza fondamentale nel S. I.
  • 51. Volume molare e massa molare Avendo a disposizione il concetto di mole come strumento concettuale, si può riformulare la legge di Avogadro così:  Se n è il numero di moli di un dato gas, a T e p costanti, il suo volume V è proporzionale a n: V = kn  Il volume molare di ogni gas a condizioni normali è uguale a 22,4 litri.
  • 52. La capacità di un normale zaino corrisponde all’incirca al volume di una mole di gas a T = 25 °C e p = 1 atm, e cioè poco più di 22 litri. Volume molare e massa molare
  • 53. La massa di una mole di qualsiasi sostanza, espressa in grammi, è detta massa molare di quella sostanza. Volume molare e massa molare
  • 54. Per determinare la massa molare di un composto… …si sommano le masse atomiche relative di tutti gli atomi presenti nella formula, e si esprime questa quantità in grammi invece che in u.m.a. Volume molare e massa molare
  • 55. Quanto è grande una “mole” di... La definizione di mole si applica solo a atomi, molecole e ioni, ma qualche esempio curioso può aiutarci a intuire quanto sia grande il numero di Avogadro, o meglio quanto siano piccoli gli atomi: oggetti ben lontani dalle proporzioni della nostra esperienza quotidiana.
  • 56. Per contare un numero di Avogadro di biglie, alla velocità di una biglia al secondo, sarebbero necessarie 51000 Terre piene di gente, dove ogni persona dovrebbe contare incessantemente per tutta la vita. Quanto è grande una “mole” di...
  • 57. Un numero di Avogadro di fiocchi di neve coprirebbe gli Stati Uniti con uno spessore di 1 km. Quanto è grande una “mole” di...
  • 58. Se una persona possedesse un numero di Avogadro di euro, potrebbe spendere un miliardo di euro al secondo per tutta la vita, e alla fine avrebbe utilizzato solo lo 0,001% del suo capitale. Quanto è grande una “mole” di...
  • 59. Tuttavia... … una mole di H2O corrisponde a 18 g d’acqua, cioè a poco più di tre cucchiaiate … Quanto è grande una “mole” di...
  • 60. … e una mole di NaCl (sale da cucina) ha la massa di 58,5 g: appena una manciata di sale. Quanto è grande una “mole” di...
  • 61. La stechiometria 1. definizioni La stechiometria ha per oggetto:
  • 62. La stechiometria 1. definizioni La stechiometria ha per oggetto: a. l’applicazione delle leggi ponderali che regolano la composizione chimica delle sostanze, e
  • 63. La stechiometria 1. definizioni La stechiometria ha per oggetto: a. l’applicazione delle leggi ponderali che regolano la composizione chimica delle sostanze, e b. i rapporti di combinazione secondo i quali le sostanze reagenti, nel corso di una reazione, si trasformano in prodotti.
  • 64. La stechiometria 1. definizioni I calcoli stechiometrici permettono di caratterizzare una trasformazione chimica dal punto di vista quantitativo. Stechiometria = misurazione degli elementi, dal greco stoichéion = elemento.
  • 65. La stechiometria 2. le formule La formula minima (detta anche formula empirica, grezza, bruta) di un composto è quella che indica la natura degli elementi che lo costituiscono e i relativi rapporti di combinazione quantitativa; essa fornisce quindi il rapporto numerico minimo fra gli elementi di un composto.
  • 66. La stechiometria 2. le formule Se il composto è formato da molecole, la formula minima può non descriverlo adeguatamente: per conoscere il numero effettivo di atomi presenti nella molecola, bisogna determinare la sua formula molecolare, e a tale scopo è necessario conoscere o calcolare sperimentalmente la massa molecolare relativa del composto.
  • 67. La stechiometria 2. le formule La formula di struttura, infine, dà informazioni sul modo in cui gli atomi sono legati fra loro in una molecola e sul numero di questi legami.
  • 68. La stechiometria 3. Reazioni ed equazioni chimiche Una reazione chimica è una qualunque trasformazione di una o più sostanze, dette reagenti, in altre sostanze di composizione differente, dette prodotti: A + B  C + D
  • 69. La stechiometria 3. Reazioni ed equazioni chimiche Una reazione chimica è una qualunque trasformazione di una o più sostanze, dette reagenti, in altre sostanze di composizione differente, dette prodotti: A + B  C + D reagenti prodotti
  • 70. La stechiometria 3. Reazioni ed equazioni chimiche Durante una reazione chimica, atomi e molecole interagiscono fra loro e formano nuove sostanze, subendo profondi cambiamenti nella propria struttura.
  • 71. La stechiometria 3. Reazioni ed equazioni chimiche Reagenti e prodotti possono essere allo stato solido, liquido o aeriforme.
  • 72. La stechiometria 3. Reazioni ed equazioni chimiche Una reazione chimica viene rappresentata da un’ equazione chimica, cioè da una scrittura simbolica che esprime l’uguaglianza qualitativa e quantitativa tra gli atomi dei reagenti (A e B) e dei prodotti (C e D):
  • 73. La stechiometria 3. Reazioni ed equazioni chimiche Una reazione chimica viene rappresentata da un’ equazione chimica, cioè da una scrittura simbolica che esprime l’uguaglianza qualitativa e quantitativa tra gli atomi dei reagenti (A e B) e dei prodotti (C e D): aA + bB  cC + dD
  • 74. La stechiometria 3. Reazioni ed equazioni chimiche In una generica reazione chimica aA + bB  cC + dD a, b, c, d sono detti coefficienti stechiometrici, ed indicano quante unità di ogni specie sono necessarie perché la reazione risulti bilanciata.
  • 75. La stechiometria 4. Il bilanciamento di un’equazione chimica Un’equazione chimica è bilanciata quando rispetta la legge di Lavoisier, cioè la legge della conservazione della massa: deve essere presente lo stesso numero di atomi di ogni elemento a sinistra e a destra della freccia.
  • 76. La stechiometria 4. Il bilanciamento di un’equazione chimica In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo: 1. Si identifica qualitativamente la reazione chimica: acqua  idrogeno + ossigeno
  • 77. La stechiometria 4. Il bilanciamento di un’equazione chimica In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo: 1. Si identifica qualitativamente la reazione chimica: acqua  idrogeno + ossigeno 2. Si scrive l’equazione sbilanciata H2O  H2 + O2
  • 78. La stechiometria 4. Il bilanciamento di un’equazione chimica In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo: 3. Si bilancia l’equazione:
  • 79. La stechiometria 4. Il bilanciamento di un’equazione chimica In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo: 3. Si bilancia l’equazione: a. si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento a sinistra e a destra
  • 80. La stechiometria 4. Il bilanciamento di un’equazione chimica In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo: 3. Si bilancia l’equazione: a. si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento a sinistra e a destra b. si bilancia ciascun elemento aggiungendo gli opportuni coefficienti, cominciando dai metalli, poi i non metalli, poi l’idrogeno e infine l’ossigeno.
  • 81. La stechiometria 4. Il bilanciamento di un’equazione chimica In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo: 3. Si bilancia l’equazione: a. si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento a sinistra e a destra b. si bilancia ciascun elemento aggiungendo gli opportuni coefficienti, cominciando dai metalli, poi i non metalli, poi l’idrogeno e infine l’ossigeno. c. dopo aver bilanciato ogni elemento si controllano tutti gli altri;
  • 82. La stechiometria 4. Il bilanciamento di un’equazione chimica In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo: 3. Si bilancia l’equazione: a. si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento a sinistra e a destra b. si bilancia ciascun elemento aggiungendo gli opportuni coefficienti, cominciando dai metalli, poi i non metalli, poi l’idrogeno e infine l’ossigeno. c. dopo aver bilanciato ogni elemento si controllano tutti gli altri; d. si controlla il tutto alla fine, in particolare facendo caso al fatto che bisogna usare i coefficienti più piccoli possibili. 2H2O  2H2 + O2
  • 83. La stechiometria 5. Usare il concetto di mole lavorando con le soluzioni Ci sono vari modi di indicare la concentrazione di una soluzione, cioè l’esatto rapporto quantitativo tra soluto e solvente in una soluzione.
  • 84. Nell’alimentazione e nella vita di tutti i giorni il modo più diffuso di esprimere la concentrazione di una soluzione fa uso delle percentuali. La stechiometria 5. Usare il concetto di mole lavorando con le soluzioni
  • 85. Le percentuali  volume/volume,  peso/volume,  peso/peso sono un modo molto usato per esprimere la concentrazione, ad esempio…  sulle etichette degli alimenti e delle bevande,  nella composizione di medicinali, detergenti e cosmetici, ecc. % % La concentrazione delle soluzioni
  • 86. I “gradi” delle bevande alcoliche sono in realtà concentrazioni, e più precisamente, percentuali che esprimono il volume di alcool rispetto a quello dell’intera bevanda. La concentrazione delle soluzioni
  • 87. Per esempio, questo vino ha 13% vol: cioè su 100 mL di vino, 13 mL sono di alcool puro (= il 13%). La concentrazione delle soluzioni
  • 88. In chimica, tuttavia, l’espressione più diffusa e utile delle concentrazioni fa riferimento alle moli di soluto:  in rapporto al volume,  oppure in rapporto alla massa,  oppure in rapporto alle moli della soluzione o del solvente. La concentrazione delle soluzioni
  • 89. In particolare: la molarità (M), detta anche concentrazione molare, indica il numero di moli di soluto presenti in 1 L di soluzione. E’ il modo più usato in chimica per esprimere la concentrazione delle soluzioni. La concentrazione delle soluzioni
  • 90. Per esempio, una concentrazione 0,5 M di NaCl indica che in 1 litro di quella soluzione sono presenti 0,5 moli di NaCl. La concentrazione delle soluzioni
  • 91. La molalità (m), o concentrazione molale, indica il numero di moli di soluto presenti in 1 kg di solvente puro. La concentrazione delle soluzioni
  • 92. Infine, la frazione molare (X) indica il rapporto fra numero di moli di soluto e la somma (moli di soluto + moli di solvente). La concentrazione delle soluzioni

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