UNITA DI MISURA. Le unità di misura sono molto importanti
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- Luigi Romano
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1 Le unità di misura sono molto importanti UNITA DI MISURA 1000 è solo un numero 1000 LIRE unità di misura monetaria 1000 EURO unità di misura monetaria ma il valore di acquisto è molto diverso! 1000 Euro/mese -> unità di misura diversa..potrebbe essere uno stipendio. Perchè servono le unità di misura? Nella pratica di laboratorio: RACCOLTA DATI -> misura sperimentale di un parametro ad esempio: Intensità di colore ANALISI DATI-> conversione da un parametro ad un altro Intensità di colore ->concentrazione sostanza RISULTATO-> confronto tra concentrazione sostanza e valori normali TUTTI I PASSAGGI SI ESPRIMONO QUANTITATIVAMENTE CON: -VALORI NUMERICI -UNITA DI MISURA
2 ALCUNE UNITA DI MISURA RILEVANTI IN CHIMICA! SISTEMA DECIMALE! Grandezza!!Unità!!Simbolo! MASSA!!!grammo!!g! LUNGHEZZA!!metro!!m! VOLUME!!!litro!!l! TEMPO!!!secondi!!s! ENERGIA!!!joule!!j!!!!caloria!!cal! Per variare l entità misurata si usano dei prefissi: Tra i più comuni:! 1000!!!chilo!!k! 0,1!!!deci!!d! 0.01!!!centi!!c! 0.001!!!milli!!m! !!!micro!!µ! SISTEMA SI (sistema internazionale)! Usato in chimica: utilizza solo alcune unità selezionate! Massa!!!chilogrammi!!kg! Lunghezza!!metri!!!m! Tempo!!!secondi!!!s! Temperatura!!kelvin!!!K! Quantità!!!mole!!!m! Pressione!!atmosfere! atm!
3 1. Calcolare quanti grammi ci sono in un chilogrammo o meglio 10 3 g 2. Calcolare quanti milligrammi ci sono in un chilogrammo mg 3. Calcolare a quanti grammi corrispondono 1000 milligrammi. 1 g 4. Calcolare a quanti kg corrispondono 10 2 grammi. 5. Calcolare a quanti grammi corrispondono 10-3 kg. 0,1 kg 1 g 6. Calcolare a quanti ml corrisponde 1 litro ml 7. Calcolare a quanti secondi corrispondono 10 minuti. 600 sec
4 ERRORI SPERIMENTALI E CIFRE SIGNIFICATIVE La misura sperimentale deve essere caratterizzata da due proprietà Accuratezza= quanto il valore misurato si avvicina a quello atteso Precisione=quanto i valori misurati differiscono tra loro LE CARATTERISTICHE DI ACCURATEZZA E PRECISIONE DI UN ESPERIMENTO PERMETTONO DI STABILIRE LE CIFRE SIGNIFICATIVE DEL RISULTATO NUMERICO. IL NUMERO FINALE DEVE ESSERE PARAGONABILE ALLA BONTA DEL METODO DI ANALISI ESEMPI : N.B. IN UN CALCOLO DI LABORATORIO NON TUTTI I NUMERI SONO UGUALI! COSTANTI= Tutte le cifre sono importanti ESEMPIO: Numero Avogadro = PARAMETRI= Vale la regola sopra citata
5 NUMERI MOLTO GRANDI O MOLTO PICCOLI VENGONO DI SOLITO ESPRESSI CON LE POTENZE ESERCIZI: esprimere i seguenti numeri con potenze
6 ATOMI E MOLECOLE ATOMO= unità più piccola di un elemento che ne mantiene le caratteristiche chimiche. SIMBOLO ATOMICO= 1 o 2 lettere che identificano elemento A= numero di massa (protoni+neutroni) Z= numero atomico (numero protoni) C= carica #= numero di atomi in una formula ISOTOPI= STESSO Z MA DIVERSO A TABELLA PERIODICA= classificazione degli elementi in base al numero atomico crescente. ESERCIZIO: Trovare nella tabella periodica i seguenti elementi: ossigeno idrogeno carbonio
7 ESERCIZI Scrivere le formule delle seguenti molecole: OSSIGENO AZOTO ANIDRIDE CARBONICA O 2 N 2 CO 2 CLORURO DI SODIO NaCl IDROSSIDO DI SODIO NaOH ACIDO CLORIDRICO HCl ACIDO CARBONICO AMMONIACA H 2 CO 3 NH 3
8 COME SI MISURANO LE MOLECOLE? MOLE= quantità di sostanza che contiene 6.022x10 23 molecole QUANTO PESANO GLI ATOMI O LE MOLECOLE? UNITA DI MASSA ATOMICA (U.M.A)= 1/12 massa del 12 C. (1.67 x grammi) MASSA ATOMICA (relativa)= massa di un atomo relativamente alla unità di massa atomica. Quanto pesa la sostanza rispetto ad 1/12 atomo di 12 C. (questo numero viene spesso identificato con il peso atomico) Es. Ossigeno O massa atomica relativa =16 Azoto N massa atomica relativa =14 Idrogeno H massa atomica relativa =1 MASSA MOLECOLARE (relativa)= massa molecola= somma masse atomi (peso molecolare) Es. H 2 O (2H +1 O) 2+16=18 H 2 CO 3 (2H +1 C + 3 O) x3=62
9 ESERCIZI Calcolare il peso molecolare delle seguenti molecole: OSSIGENO AZOTO ANIDRIDE CARBONICA O 2 (2O) 2x16=32 N 2 (2N) 2x14=28 CO 2 (1C+2O) 12+2x16=44 CLORURO DI SODIO IDROSSIDO DI SODIO ACIDO CARBONICO NaCl (1Na+1Cl) 23+35=58 NaOH (1Na+1O+1H) =40 H 2 CO 3 (2H+1C+3O) 2x1+12+3x16=62
10 RELAZIONE TRA MOLE E MASSA? 1 MOLE DI SOSTANZA = quantità in grammi pari alla sua massa. PER CALCOLARE A QUANTE MOLI CORRISPONDE UN QUANTITATIVO IN GRAMMI: Moli = Grammi/ peso molecolare ES. 1.A quante moli corrispondono 3.48 g di H 2 O? Massa molecolare= 18 1 mole di H 2 O corrisponde a 18 g 3.48 g/18= 0.19 moli di H 2 O 2. A quanti grammi corrispondono 1.49 moli di CO 2? 3. A quante moli corrispondono 5 grammi di CO 2? Massa molecolare= 12+2x16=44 1 mole di CO 2 corrisponde a 44 g 1,49 moli X 44 = 65,6 g Massa molecolare= 12+2x16=44 1 mole di CO 2 corrisponde a 44 g 5 g / 44 = 0.11 moli
11 LO STATO GASSOSO GAS IDEALI - particelle costituenti in moto continuo e causale - volume delle particelle trascurabile rispetto al volume totale del gas - le particelle non interagiscono tra loro - gli urti tra particelle sono elastici GAS REALE Si comporta come un gas ideale a bassa pressione ed alta temperatura. A temperatura ambiente ed a pressione atmosferica la maggior parte dei gas ha un comporta mento in buon accordo con le leggi dei gas ideali. PER DESCRIVERE IL COMPORTAMENTO DI UN GAS USIAMO LE GRANDEZZE: Volume: spazio occupato. Unità di misura: 1 litro=1000 ml Pressione: forza per unità di superficie. Unità di misura: 1 atmosfera (atm) =760 mmhg Temperatura. Unità di misura: Kelvin (K) =273,15 + C 0 K = -273,15 C
12 LEGGI DEI GAS IDEALI 1. Legge di Boyle (T=cost) PV=cost. P 1 V 1 =P 2 V 2 2.Legge di Charles (V=cost) P/T=cost. P t =P 0 (1+αt) α=1/273 (coefficiente di dilatazione termica) t= temperatura in C 3. Legge di Gay-Lussac (P=cost) V/T=cost. V t =V 0 (1+αt) V 1 /T 1 =V 2 /T 2 4. Legge di Avogadro Volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole (numero di Avogadro, N). A t=0 C, P=1 atm V=22.4 l N=6.022 X mole (n)= X molecole 5. Equazione di stato: Riassume le leggi dei gas: PV=nRT R= costante universale dei gas = litri x atm x mol -1 x K -1
13 Esercizi 1. A quanti grammi del gas N 2 corrispondono 3,85 x10 22 molecole? 1 mole = 6,022 X molecole 1 : 6,022 x10 23 = x : 3,85 x10 22 x= 3,85 x10 22 / 6,022 X = 6, moli 6, moli X (14X2) = 1,79 grammi 2. Calcolare la pressione esercitata da 8 g di O 2 in un recipiente da 15 l alla temperatura di 18 C (P.A. O=16). Legge da applicare PV=nRT Incognita P P= nrt/v R=0.082 l x atm x mol -1 x K -1 T= 273+ C=273+18=291 K n= g/pm = 8/32=0,25 P= nrt/v= 0,25x0,082x291/15= 0.4 atm
14 2. In un recipiente da 1 l collegato ad una pompa da vuoto, la pressione del gas residuo è di 3,95 x 10-9 atm a 20 C. Calcolare il numero di moli ed il numero di molecole contenute nel recipiente. Legge da applicare PV=nRT Incognita = n (numero di moli) n= PV/RT T=273+20=293 K n= PV/RT= 3,95 x 10-9 x 1/ 0,082 x 293= 1,64x10-10 numero di molecole= molecole in una mole x numero di moli 6,022x x 1,64x10-10 =9, molecole g di un gas occupano un volume di 100 ml alla pressione di 1368 mmhg ed alla temperatura di 20 C. Calcolare il PM del gas. Legge da applicare PV=nRT Incognita = n=g/pm PM=gRT/PV R=0.082 l x atm x mol -1 x K -1 V=0,1 l T= =293 P=1368/760=1,8 atm PM=gRT/PV= 0,18x0,082x293/1,8x0,1=24
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