Il documento tratta l'inibizione dell'utilizzo dei fattori di conversione tra unità di misura, evidenziando che non tutti i fattori possono essere applicati a causa delle scale di misura che non condividono lo zero, come nel caso delle temperature. Vengono forniti esempi pratici di calcolo utilizzando il concetto di mole, introducendo il numero di Avogadro e il peso molecolare, e sottolineando l'importanza di un corretto utilizzo delle calcolatrici scientifiche per evitare errori nei calcoli. Infine, si spiega come la massa in grammi di una mole di particelle possa essere ottenuta a partire dai pesi atomici delle particelle stesse.

1. Inibizione dell'utilizzo dei fattori di
conversione.
Prima di applicare i fattori di conversione alle grandezze tipiche
della chimica specifichiamo ora le situazioni alle quali tali fattori
possono essere applicati e quando ne è vietata l’applicazione.
La figura mostra scale associate a diverse unità di misura (A, B, C…)
con le quali è possibile per passare da una unità di misura all’altra
utilizzare i fattori di conversione. Infatti le diverse scale sono
costruite ovviamente con differenti intervalli ma tutte hanno in
comune lo zero.

2. Questo è quello che si realizza per esempio con
le diverse unità di misura delle lunghezze: metri,
pollici, yard.

3. La scala delle temperature in gradi Celsius e quella in gradi Kelvin invece non hanno lo
zero in comune (benché gli intervalli delle due scale abbiano la stessa ampiezza) e
pertanto per passare da uno all’altra non è possibile utilizzare i fattori di conversione.

4. La figura mostra chiaramente che le due scale
(centigrada in nero, Kelvin in rosso) non hanno lo
zero in comune e per passare da una all’altra (Es.
T(°C) T(K) ) non si moltiplica per il fattore di
conversione ma si utilizza in una somma il termine
costante 273.15.
Ora che abbiamo visto la casistica, peraltro ridotta,
in cui è vietato l’utilizzo dei fattori di conversione,
vediamo di applicare tali fattori a un problema
estremamente semplice ma che può essere utile
all’introduzione del concetto di mole.

5. Calcolare il numero di giocatori presenti in tre
squadre di calcio:
1 squad. = 11 gioc.
3 squad. *
11
1
gioc.
squad.
= 33 gioc.
Fcsquad.-> gioc. =
𝟏𝟏
𝟏
𝐠𝐢𝐨𝐜.
𝐬𝐪𝐮𝐚𝐝.

6. Ovviamente sfruttando la proprietà dei fattori di
conversione relativa a trasformazioni opposte avremo
anche:
Fcgioc. -> squad. =
𝟏
𝟏𝟏
𝐬𝐪𝐮𝐚𝐝.
𝐠𝐢𝐨𝐜.
Pertanto possiamo agevolmente affrontare
l’esercizio collegato alla trasformazione opposta:
calcolare il numero di squadre formate da 44
giocatori:
44 gioc. *
1
11
squad.
gioc.
= 4 squad.
1 squad. = 11 gioc.

7. Questi due esempi ci permettono di introdurre uno schema
che esplicitamente evidenzia una trasformazione ma
implicitamente può indicare la trasformazione opposta:
attraverso questa figura è possibile capire come fare per
affrontare correttamente un esercizio.

8. 1. Ricordare lo schema; è sempre lo stesso, (nella figura è rappresentato
con una freccia di colore blu). Sopra lo schema viene scritto il fattore di
conversione che attua la trasformazione specificata dalla freccia.
2. Sovrapporre allo schema la trasformazione richiesta dall’esercizio, (nella
figura è rappresentata con una freccia di colore rosso). La trasformazione
richiesta può cambiare a seconda dell’esercizio.
3. Sviluppare i calcoli moltiplicando il dato iniziale di partenza fornito dal
testo dell’esercizio per il fattore di conversione: quando le due frecce,
rossa e blu, sono parallele il fattore di conversione è identico a quello
specificato nello schema, se le due frecce sono opposte, il fattore di
conversione essendo collegato alla trasformazione opposta, deve essere
invertito.
4. Dimensionalmente l’unità di misura associata alla grandezza di partenza
deve essere inserita al denominatore, l’unità di misura associata alla
grandezza d’arrivo al numeratore.

9. Seguendo queste fasi non dovrebbero esserci problemi nella soluzione di esercizi anche più
complicati infatti è possibile ampliare lo schema con più frecce cioè con più trasformazioni. Però
prima è necessario introdurre il concetto di MOLE, concetto introdotto dal famosissimo chimico
Amedeo Avogadro non solo italiano ma anche “sensa dubi piemontèis” (nativo della provincia di
Biella).
Un insieme di oggetti (atomi, molecole, ioni, elettroni…)
mediamente uguali tali da essere pari al numero di 6.022*1023
(Numero di Avogadro) costituisce 1 mole di tali oggetti.
Da cosa derivi la definizione di tale numero lo vedremo presto.
Il N. di A. è un numero semplicemente enorme e lo sviluppo dei
calcoli anche utilizzando la calcolatrice scientifica deve essere
svolto con una certa cautela, ma dal punto di vista teorico il N. di
A. può essere visto come il numero 11 associato al concetto di
squadra di calcio.

10. Esempio: quante molecole si trovano in 3 moli di H2SO4
3 mol. *
6.022∗10
^
23
1
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐.
𝑚𝑜𝑙.
= 1.8066*1024 molec.

11. Esempio: 2.4088 * 1024 molec. di H2SO4 quante
moli formano?
2.4088*1024 molec. *
1
6.022∗10
^
23
𝑚𝑜𝑙.
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐.
= 4 mol.

12. Attenzione: sulla calcolatrice scientifica i calcoli
mostrati possono essere assemblati in modo errato.
In tutte le macchine di calcolo esiste un ordine di priorità delle
operazioni e per evitare che tale procedura porti a risultati sbagliati
(come riportato nella parte superiore della figura sottostante), bisogna
inserire correttamente nella calcolatrice il numero scritto in forma
esponenziale (il numero e la parte esponenziale devono essere stato
strettamente associati). A questo scopo sussistono due possibilità
l’utilizzo delle parentesi (come mostrato nella parte inferiore della
figura sottostante) o la notazione esponenziale tipica di ogni
calcolatrice. Vigendo la più totale anarchia fra le case costruttrici di
calcolatrici scientifiche per quanto riguarda la notazione esponenziale,
l’unico protocollo generale che può essere consigliato consiste,
ovviamente dopo aver letto le istruzioni specifiche di ciascuna
calcolatrice, nel verificare di aver acquisito la corretta sintassi provando
a riscrivere il calcolo descritto nella figura e verificarne l’ottenimento
del corretto risultato.

14. Una mole di particelle gode di una importante proprietà che
ci permette anche di capire la derivazione del Numero di
Avogadro.
Ma prima facciamo un breve ripasso sul concetto di Peso
Atomico che abbiamo visto all’inizio dell’anno:
il P.A. di un elemento è la media pesata del numero di
massa (espresso in uma o Da) fra tutti gli isotopi di uno
stesso elemento. Questo è il motivo per cui il risultato è
nella maggior parte dei casi un numero razionale, mentre
il numero di massa di un solo isotopo è necessariamente
un intero. Ovviamente il Peso Molecolare di un elemento
sarà la somma di tutti i P.A. degli atomi costituenti la
molecola. La somma dei P.A. di atomi uguali equivale al
prodotto del P.A. dell’atomo per il pedice associato
presente nella formula.

15. P.M. (H2O) = P.A.H + P.A.H + P.A.O = P.A.H * 2 + P.A.O =
= 1.0*2 +16. = 18. Uma
Ora il N. di A. ci permette un utile
semplificazione: se noi abbiamo un N. di A. di
particelle, cioè noi abbiamo 1 mole di particelle,
per sapere il peso in grammi di tutta la mole,
basta prendere il peso in uma di una qualsiasi
particella, costituente la mole, cancellare l’unità
di misura uma e sostituire l’unità di misura
grammi ( g ).

17. Questa comoda proprietà ci permette di capire la
derivazione del valore del N. di A. Al fine di poter
calcolare il N. di A. scriviamo la formula necessaria
per calcolare il peso in grammi di 1 mole di
particelle qualsiasi (per esempio molecole di acido
solforico) .

18. 1.6605*10-24 g = 1 uma