13/05/2009
Argomento:Verifica di chimica
Attivita svolte: Abbiamo fatto la verifica di chimica
Note: Un po facile
Esercizi per Casa:
Approfondimenti:
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mercoledì 13 maggio 2009
mercoledì 6 maggio 2009
Lezione 06/05/2009
Argomento: Mole
Attivita svolte: oggi abbiamo fatto una sumulazione della verifica c'èranno 6 esercizi il primo dovevamo completare una tabela (protoni,elettroni,neutroni ,numero atomico,massa atomica).
2° era stabilire quanti protoni,elettroni,neutroni eranno presenti nei isotopi , poi il 3° era era disegnare la notazione di Lewis .
4° era disegnare la formula di struttura delle molecole.
5° era calcolare quante moli e quante molecole eranno contenute in
a) 200g di H2O
b) 100g di SO2
6° era completare un tabela con i nomi di alcuni elementi il nome IUPAC , il tipo di composto e la Formula .
Note: La verifica sarà il 13/05/2009
Esercizi per Casa: finire la simulazione
Approfondimenti: per sapere di piu sulla mole vai sul: http://it.wikipedia.org/wiki/Mole
Attivita svolte: oggi abbiamo fatto una sumulazione della verifica c'èranno 6 esercizi il primo dovevamo completare una tabela (protoni,elettroni,neutroni ,numero atomico,massa atomica).
2° era stabilire quanti protoni,elettroni,neutroni eranno presenti nei isotopi , poi il 3° era era disegnare la notazione di Lewis .
4° era disegnare la formula di struttura delle molecole.
5° era calcolare quante moli e quante molecole eranno contenute in
a) 200g di H2O
b) 100g di SO2
6° era completare un tabela con i nomi di alcuni elementi il nome IUPAC , il tipo di composto e la Formula .
Note: La verifica sarà il 13/05/2009
Esercizi per Casa: finire la simulazione
Approfondimenti: per sapere di piu sulla mole vai sul: http://it.wikipedia.org/wiki/Mole
venerdì 1 maggio 2009
Lezione 29/04/2009 portugues
Argomento : Mol
Note : Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Entidades elementares
Colher de chá contendo 5 mL de água (aproximadamente 0,3 mol de água).
Ao utilizar o termo mol, deve-se especificar quais são as entidades elementares em questão (átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas), uma vez que ambiguidades podem ser geradas.
Por exemplo, se fosse escrito apenas 4,44 mol de hidrogênio, seria impossível saber se significa 4,44 mol de átomos ou de moléculas de hidrogênio. Uma maneira usual e conveniente para contornar possíveis ambiguidades é escrever a fórmula molecular da entidade elementar que está contida pelo mol: 4,44 mol de H2; 6,28 × 10–2 mol de PbO; 3 mol de Fe.
Mol e a constante de Avogadro
Ver artigo principal: constante de Avogadro
O conceito de mol está intimamente ligado à constante de Avogadro (antigamente chamada de número de Avogadro), onde 1 mol tem aproximadamente 6,022 × 1023 entidades. Este é um número extremamente grande, pois se trata de uma medida da ordem de sextilhões. Exemplos:
1 mol de moléculas de um gás possui aproximadamente 6,022 × 1023 moléculas deste gás, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de moléculas.
1 mol de íons equivale a aproximadamente 6,022 × 1023 íons, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de íons.
1 mol de grãos de areia equivale a aproximadamente 6,022 × 1023 grãos de areia, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de grãos de areia.
Mol e massa molar
Ver artigo principal: Massa molar
A massa molar é a massa em grama de 1 mol de entidades elementares. A massa atômica e a massa molar de uma mesma substância são numericamente iguais. Por exemplo:
Massa atômica do sódio = 22,99 u
Massa molar do sódio = 22,99 g/mol
Massa atômica do cálcio = 40,078 u
Massa molar do cálcio = 40,078 g/mol
Deve-se ainda saber que 1 mol de diferentes substâncias, possui sempre o mesmo número de partículas. No entanto, a massa contida em 1 mol varia consideravelmente entre as substâncias.
Mol e volume molar
Ver artigo principal: Volume molar
Utilidade do mol
Balança analítica com um béquer de 50 mL em seu interior contendo ca. 1 mol de NaCl (58,44 g).
O mol é utilizado para simplificar representações de proporções químicas. A uma dada massa (por exemplo, 1,0 g) de cada uma das diferentes substâncias sempre estão associados números distintos e extremamente grandes das entidades que compõem essas substâncias. Isto porque essas entidades (sejam moléculas, átomos ou fórmulas unitárias) têm massas distintas. Entretanto, ao químico interessa trabalhar com um número fixo de entidades. Para isso, ele dispõe da grandeza denominada "quantidade de matéria" (uma das sete grandezas de base do SI), cuja unidade é o mol.Em uma representação de uma reação química, as fórmulas moleculares das substâncias são precedidas por números, chamados de coeficientes, que têm como função, indicar as proporções adequadas das substâncias participantes desta reação. Por exemplo, na combustão do gás hidrogênio, temos:
Há uma proporção mínima de duas partes de gás hidrogênio para cada uma parte de gás oxigênio, formando duas partes de água. Em se tratando de mols, para cada dois mols de gás hidrogênio que reagem com um mol de gás oxigênio, tem-se como produto dois mols de água líquida.
Numa visão microscópica, aproximadamente 1,2044 × 1024 (1 septilhão, 200 sextilhões) moléculas de gás hidrogênio reagem com 6,022 × 1023 (seiscentos e dois sextilhões) moléculas de gás oxigênio, formando 1,2044 × 1024 moléculas de água.
O tamanho do mol
Visão parcial de uma proveta contendo 18 mL de água (1 mol de água).
Apesar de ser um número extremamente grande de entidades elementares, um mol de uma substância pode se referir a um pequeno volume. Para a substância água, por exemplo, 1 mol de água líquida ocupa um volume um pouco maior do que de uma colher de sopa cheia (1 mol de água tem aproximadamente 18 mL); Um mol de gás nitrogênio (N2) inflará um balão com um diâmetro de aproximadamente 30 cm; um mol de açúcar de cana (C12H22O11) tem aproximadamente 340 g. Todas estas quantidades de substâncias citadas, estão contidas em um mol, apresentando aproximadamente 6,022 × 1023 moléculas.
para mais informazione vai no site :http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol
Note : Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Entidades elementares
Colher de chá contendo 5 mL de água (aproximadamente 0,3 mol de água).
Ao utilizar o termo mol, deve-se especificar quais são as entidades elementares em questão (átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas), uma vez que ambiguidades podem ser geradas.
Por exemplo, se fosse escrito apenas 4,44 mol de hidrogênio, seria impossível saber se significa 4,44 mol de átomos ou de moléculas de hidrogênio. Uma maneira usual e conveniente para contornar possíveis ambiguidades é escrever a fórmula molecular da entidade elementar que está contida pelo mol: 4,44 mol de H2; 6,28 × 10–2 mol de PbO; 3 mol de Fe.
Mol e a constante de Avogadro
Ver artigo principal: constante de Avogadro
O conceito de mol está intimamente ligado à constante de Avogadro (antigamente chamada de número de Avogadro), onde 1 mol tem aproximadamente 6,022 × 1023 entidades. Este é um número extremamente grande, pois se trata de uma medida da ordem de sextilhões. Exemplos:
1 mol de moléculas de um gás possui aproximadamente 6,022 × 1023 moléculas deste gás, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de moléculas.
1 mol de íons equivale a aproximadamente 6,022 × 1023 íons, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de íons.
1 mol de grãos de areia equivale a aproximadamente 6,022 × 1023 grãos de areia, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de grãos de areia.
Mol e massa molar
Ver artigo principal: Massa molar
A massa molar é a massa em grama de 1 mol de entidades elementares. A massa atômica e a massa molar de uma mesma substância são numericamente iguais. Por exemplo:
Massa atômica do sódio = 22,99 u
Massa molar do sódio = 22,99 g/mol
Massa atômica do cálcio = 40,078 u
Massa molar do cálcio = 40,078 g/mol
Deve-se ainda saber que 1 mol de diferentes substâncias, possui sempre o mesmo número de partículas. No entanto, a massa contida em 1 mol varia consideravelmente entre as substâncias.
Mol e volume molar
Ver artigo principal: Volume molar
Utilidade do mol
Balança analítica com um béquer de 50 mL em seu interior contendo ca. 1 mol de NaCl (58,44 g).
O mol é utilizado para simplificar representações de proporções químicas. A uma dada massa (por exemplo, 1,0 g) de cada uma das diferentes substâncias sempre estão associados números distintos e extremamente grandes das entidades que compõem essas substâncias. Isto porque essas entidades (sejam moléculas, átomos ou fórmulas unitárias) têm massas distintas. Entretanto, ao químico interessa trabalhar com um número fixo de entidades. Para isso, ele dispõe da grandeza denominada "quantidade de matéria" (uma das sete grandezas de base do SI), cuja unidade é o mol.Em uma representação de uma reação química, as fórmulas moleculares das substâncias são precedidas por números, chamados de coeficientes, que têm como função, indicar as proporções adequadas das substâncias participantes desta reação. Por exemplo, na combustão do gás hidrogênio, temos:
Há uma proporção mínima de duas partes de gás hidrogênio para cada uma parte de gás oxigênio, formando duas partes de água. Em se tratando de mols, para cada dois mols de gás hidrogênio que reagem com um mol de gás oxigênio, tem-se como produto dois mols de água líquida.
Numa visão microscópica, aproximadamente 1,2044 × 1024 (1 septilhão, 200 sextilhões) moléculas de gás hidrogênio reagem com 6,022 × 1023 (seiscentos e dois sextilhões) moléculas de gás oxigênio, formando 1,2044 × 1024 moléculas de água.
O tamanho do mol
Visão parcial de uma proveta contendo 18 mL de água (1 mol de água).
Apesar de ser um número extremamente grande de entidades elementares, um mol de uma substância pode se referir a um pequeno volume. Para a substância água, por exemplo, 1 mol de água líquida ocupa um volume um pouco maior do que de uma colher de sopa cheia (1 mol de água tem aproximadamente 18 mL); Um mol de gás nitrogênio (N2) inflará um balão com um diâmetro de aproximadamente 30 cm; um mol de açúcar de cana (C12H22O11) tem aproximadamente 340 g. Todas estas quantidades de substâncias citadas, estão contidas em um mol, apresentando aproximadamente 6,022 × 1023 moléculas.
para mais informazione vai no site :http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol
mercoledì 22 aprile 2009
Lezione 29/04/2009
ARGOMENTO: Mole
Attivita svolte: abbiamo ripassato le operazione
Note : Rappresentazioni del numero di Avogadro [modifica]
Per avere un'idea di quanto sia grande il numero di Avogadro, possiamo servirci delle seguenti visualizzazioni:
Se si prendesse un numero di palline da ping pong pari a quello di Avogadro - una "mole" di palline da ping pong quindi - e le si disponesse in modo omogeneo su tutta la superficie terrestre si raggiungerebbe un'altezza di 50 chilometri, ovvero più di 6 volte l'altezza del monte Everest.
Ancora: se si disponessero tali palline in un'unica fila essa avrebbe una lunghezza pari a circa 2.600.000.000 volte la larghezza di tutto il Sistema solare.
Il numero di tazzine d'acqua contenute nell'Oceano atlantico è dell'ordine di grandezza del numero di Avogadro, così come il numero di molecole d'acqua in una tazzina.
Se la stessa quantità di centesimi di euro fosse distribuita ogni abitante della terra avrebbe mille miliardi di euro.
Se un bambino al momento della sua nascita avesse in dono una "mole" di euro e nel corso della sua vita ne spendesse un miliardo al secondo, all'età di novant'anni avrebbe ancora il 99,99998% della cifra iniziale.
Definizioni di grammomole e grammomolecola [modifica]
Dalla definizione segue che una mole di una sostanza chimica (elemento o composto) è pari alla quantità di tale sostanza la cui massa, espressa in grammi, coincide numericamente con il valore della massa atomica o molecolare della sostanza stessa. Ad esempio, data la massa atomica del sodio, pari a 22,99, una mole di sodio (quindi in questo caso un numero di Avogadro di atomi di sodio) corrisponde a 22,99 grammi di sostanza. Analogamente, nel caso dell'acqua (H2O), la cui massa molecolare è pari a 18,016, una mole di questa sostanza è pari a 18,016 grammi di acqua. Nel caso del metano (CH4), la cui massa molecolare è 16,04, mezza mole (quindi mezzo numero di Avogadro di molecole) corrisponde a 8 grammi. Talvolta si preferisce esplicitare i due casi usando le denominazioni ormai obsolete di grammoatomo (mole di un elemento) e grammomolecola (mole di un composto).
Nei paesi anglosassoni vengono inoltre utilizzate le definizioni di libbramolecola e libbramole, che sono simili alle definizioni di grammomolecola e grammomole, tranne per il fatto che ci si riferisce alla libbra per la misura della massa.
Ci si può riferire alla mole di atomi o molecole come massa molare, cioè la massa in grammi di una sostanza che corrisponde alla mole e si esprime in grammi/mole. Indicando con n il numero di moli e con M la massa molare (mole di entità), abbiamo:
Esempi [modifica]
Convertire in grammi 1,8 mol di ossigeno atomico (O):
Massa atomica relativa dell'ossigeno = 16,00m = M(Massa molare) × n(numero di moli) = 16,00 g mol-1 × 1,8 mol = 29 g
Convertire in grammi 2,6 mol di ossigeno molecolare (O2):
Massa molecolare relativa dell'ossigeno = 32,00m = M × n = 32,00 g mol-1 × 2,6 mol = 83 g
Calcolare il numero di moli per generare 24g di O Massa atomica dell'ossigeno (O) = 16.00 u n=m/m(atomica)=24g/16.00u=1.5 mol
Convertire in grammi 2,6 mol di cloruro di sodio (NaCl):
Massa atomica del sodio (Na) = 22,99Massa atomica del cloro (Cl) = 35,45Massa molecolare del cloruro di sodio (NaCl) = 22,99 + 35,45 = 58,44m = 58,44 g mol-1 × 2,6 mol = 15 · 101 g
Convertire in moli 11 g di ammoniaca (NH3):
Massa molecolare di NH3 = 3 × 1,008 + 14,01 = 17,03n = m/M = 11 g / 17,03 g mol-1 = 0,65 mol
Convertire in grammi 67,2 l di idrogeno allo stato gassoso (H2) a STP:
n = V/Vmolare = 67,2 L / 22,414 L/mol = 3,00 molMassa molare dell'idrogeno molecolare = 1,008 g/mol x 2 = 2,016 g/molm = 2,016 g/mol × 3,00 mol = 6,05 g
Alcune applicazioni del concetto di mole [modifica]
Il concetto di mole è utilizzato spesso in chimica, in quanto permette di paragonare particelle di massa differente. Inoltre, riferendoci al numero di moli anziché al numero di entità, ci divincoliamo dall'uso di numeri molto grandi.
La mole viene utilizzata anche nelle definizioni di altre unità di misura; ad esempio la carica di una mole di elettroni viene chiamata faraday[2], pari a 96 485 coulomb, mentre una mole di fotoni è detta einstein.
Il concetto di mole è utilizzato anche nelle equazioni di stato dei gas ideali; si ha che una mole di molecole di un qualunque gas ideale, in condizioni normali (temperatura di 0 °C e pressione 101 325 Pa = 1 atm) occupa un volume di 22,414 L per la legge di Avogadro. Così è possibile calcolare il numero di molecole presenti in un dato volume di gas, e quindi la sua massa.
Esempio - calcoli stechiometrici [modifica]
Nel seguente esempio, le moli sono usate per calcolare la massa di CO2 emessa, quando viene bruciato 1 g di etano. La formula coinvolta è:
3,5 O2 + C2H6 → 2 CO2 + 3 H2O
Qui, 3,5 moli di ossigeno reagiscono con 1 mole di etano, per produrre 2 moli di CO2 e 3 moli di H2O. Si noti che la quantità di molecole non necessita di essere bilanciata su ambo i lati dell'equazione. Questo perché la mole non conta la massa o il numero di atomi coinvolti, ma semplicemente il numero di particelle individuali. Nel nostro calcolo è prima di tutto necessario calcolare il numero di moli di etano che sono state bruciate. La massa di una mole di sostanza è definita come pari alla sua massa atomica o molecolare. La massa atomica dell'idrogeno e pari a 1 g, e la massa atomica del carbonio e pari a 12 g, quindi la massa molecolare del C2H6 è: 2×12 + 6×1 = 30 g. Una mole di etano pesa 30 g. Il quantitativo bruciato era di 1 g, o 1/30 di mole. La massa molecolare della CO2 (con massa atomica del carbonio 12 g e dell'ossigeno 16g) è: 2×16 + 12 = 44g, quindi una mole di biossido di carbonio ha una massa di 44 g. Dalla formula sappiamo che:
1 mole di etano produce 2 moli di biossido di carbonio.
Conosciamo anche la massa delle moli di etano e biossido di carbonio, quindi:
30 g di etano producono 2×44 g di biossido di carbonio.
È necessario moltiplicare per due la massa del biossido di carbonio perché due moli vengono prodotte. Comunque, sappiamo anche che solo 1/30 dell'etano è stato bruciato. E di nuovo:
1/30 di mole di etano produce 2×1/30 di mole di biossido di carbonio.
E infine
30 × 1/30 g di etano producono 44 × 2/30 g di biossido di carbonio = 2,93 g
Note [modifica]
^ Le entità chimiche e fisiche a cui si fa riferimento nella definizione di mole possono essere atomi, molecole, ioni, radicali, elettroni, fotoni, e altre particelle o raggruppamenti specifici di queste entità. Si veda anche lista delle particelle.
^ da non confondere con l'unità della capacità elettrica, il farad
Esercizi per Casa: ripassare
Esercitazione per Casa: studiare
Appunti:
Approfondimenti: vai sul : http://it.wikipedia.org/wiki/Mole
Attivita svolte: abbiamo ripassato le operazione
Note : Rappresentazioni del numero di Avogadro [modifica]
Per avere un'idea di quanto sia grande il numero di Avogadro, possiamo servirci delle seguenti visualizzazioni:
Se si prendesse un numero di palline da ping pong pari a quello di Avogadro - una "mole" di palline da ping pong quindi - e le si disponesse in modo omogeneo su tutta la superficie terrestre si raggiungerebbe un'altezza di 50 chilometri, ovvero più di 6 volte l'altezza del monte Everest.
Ancora: se si disponessero tali palline in un'unica fila essa avrebbe una lunghezza pari a circa 2.600.000.000 volte la larghezza di tutto il Sistema solare.
Il numero di tazzine d'acqua contenute nell'Oceano atlantico è dell'ordine di grandezza del numero di Avogadro, così come il numero di molecole d'acqua in una tazzina.
Se la stessa quantità di centesimi di euro fosse distribuita ogni abitante della terra avrebbe mille miliardi di euro.
Se un bambino al momento della sua nascita avesse in dono una "mole" di euro e nel corso della sua vita ne spendesse un miliardo al secondo, all'età di novant'anni avrebbe ancora il 99,99998% della cifra iniziale.
Definizioni di grammomole e grammomolecola [modifica]
Dalla definizione segue che una mole di una sostanza chimica (elemento o composto) è pari alla quantità di tale sostanza la cui massa, espressa in grammi, coincide numericamente con il valore della massa atomica o molecolare della sostanza stessa. Ad esempio, data la massa atomica del sodio, pari a 22,99, una mole di sodio (quindi in questo caso un numero di Avogadro di atomi di sodio) corrisponde a 22,99 grammi di sostanza. Analogamente, nel caso dell'acqua (H2O), la cui massa molecolare è pari a 18,016, una mole di questa sostanza è pari a 18,016 grammi di acqua. Nel caso del metano (CH4), la cui massa molecolare è 16,04, mezza mole (quindi mezzo numero di Avogadro di molecole) corrisponde a 8 grammi. Talvolta si preferisce esplicitare i due casi usando le denominazioni ormai obsolete di grammoatomo (mole di un elemento) e grammomolecola (mole di un composto).
Nei paesi anglosassoni vengono inoltre utilizzate le definizioni di libbramolecola e libbramole, che sono simili alle definizioni di grammomolecola e grammomole, tranne per il fatto che ci si riferisce alla libbra per la misura della massa.
Ci si può riferire alla mole di atomi o molecole come massa molare, cioè la massa in grammi di una sostanza che corrisponde alla mole e si esprime in grammi/mole. Indicando con n il numero di moli e con M la massa molare (mole di entità), abbiamo:
Esempi [modifica]
Convertire in grammi 1,8 mol di ossigeno atomico (O):
Massa atomica relativa dell'ossigeno = 16,00m = M(Massa molare) × n(numero di moli) = 16,00 g mol-1 × 1,8 mol = 29 g
Convertire in grammi 2,6 mol di ossigeno molecolare (O2):
Massa molecolare relativa dell'ossigeno = 32,00m = M × n = 32,00 g mol-1 × 2,6 mol = 83 g
Calcolare il numero di moli per generare 24g di O Massa atomica dell'ossigeno (O) = 16.00 u n=m/m(atomica)=24g/16.00u=1.5 mol
Convertire in grammi 2,6 mol di cloruro di sodio (NaCl):
Massa atomica del sodio (Na) = 22,99Massa atomica del cloro (Cl) = 35,45Massa molecolare del cloruro di sodio (NaCl) = 22,99 + 35,45 = 58,44m = 58,44 g mol-1 × 2,6 mol = 15 · 101 g
Convertire in moli 11 g di ammoniaca (NH3):
Massa molecolare di NH3 = 3 × 1,008 + 14,01 = 17,03n = m/M = 11 g / 17,03 g mol-1 = 0,65 mol
Convertire in grammi 67,2 l di idrogeno allo stato gassoso (H2) a STP:
n = V/Vmolare = 67,2 L / 22,414 L/mol = 3,00 molMassa molare dell'idrogeno molecolare = 1,008 g/mol x 2 = 2,016 g/molm = 2,016 g/mol × 3,00 mol = 6,05 g
Alcune applicazioni del concetto di mole [modifica]
Il concetto di mole è utilizzato spesso in chimica, in quanto permette di paragonare particelle di massa differente. Inoltre, riferendoci al numero di moli anziché al numero di entità, ci divincoliamo dall'uso di numeri molto grandi.
La mole viene utilizzata anche nelle definizioni di altre unità di misura; ad esempio la carica di una mole di elettroni viene chiamata faraday[2], pari a 96 485 coulomb, mentre una mole di fotoni è detta einstein.
Il concetto di mole è utilizzato anche nelle equazioni di stato dei gas ideali; si ha che una mole di molecole di un qualunque gas ideale, in condizioni normali (temperatura di 0 °C e pressione 101 325 Pa = 1 atm) occupa un volume di 22,414 L per la legge di Avogadro. Così è possibile calcolare il numero di molecole presenti in un dato volume di gas, e quindi la sua massa.
Esempio - calcoli stechiometrici [modifica]
Nel seguente esempio, le moli sono usate per calcolare la massa di CO2 emessa, quando viene bruciato 1 g di etano. La formula coinvolta è:
3,5 O2 + C2H6 → 2 CO2 + 3 H2O
Qui, 3,5 moli di ossigeno reagiscono con 1 mole di etano, per produrre 2 moli di CO2 e 3 moli di H2O. Si noti che la quantità di molecole non necessita di essere bilanciata su ambo i lati dell'equazione. Questo perché la mole non conta la massa o il numero di atomi coinvolti, ma semplicemente il numero di particelle individuali. Nel nostro calcolo è prima di tutto necessario calcolare il numero di moli di etano che sono state bruciate. La massa di una mole di sostanza è definita come pari alla sua massa atomica o molecolare. La massa atomica dell'idrogeno e pari a 1 g, e la massa atomica del carbonio e pari a 12 g, quindi la massa molecolare del C2H6 è: 2×12 + 6×1 = 30 g. Una mole di etano pesa 30 g. Il quantitativo bruciato era di 1 g, o 1/30 di mole. La massa molecolare della CO2 (con massa atomica del carbonio 12 g e dell'ossigeno 16g) è: 2×16 + 12 = 44g, quindi una mole di biossido di carbonio ha una massa di 44 g. Dalla formula sappiamo che:
1 mole di etano produce 2 moli di biossido di carbonio.
Conosciamo anche la massa delle moli di etano e biossido di carbonio, quindi:
30 g di etano producono 2×44 g di biossido di carbonio.
È necessario moltiplicare per due la massa del biossido di carbonio perché due moli vengono prodotte. Comunque, sappiamo anche che solo 1/30 dell'etano è stato bruciato. E di nuovo:
1/30 di mole di etano produce 2×1/30 di mole di biossido di carbonio.
E infine
30 × 1/30 g di etano producono 44 × 2/30 g di biossido di carbonio = 2,93 g
Note [modifica]
^ Le entità chimiche e fisiche a cui si fa riferimento nella definizione di mole possono essere atomi, molecole, ioni, radicali, elettroni, fotoni, e altre particelle o raggruppamenti specifici di queste entità. Si veda anche lista delle particelle.
^ da non confondere con l'unità della capacità elettrica, il farad
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Appunti:
Approfondimenti: vai sul : http://it.wikipedia.org/wiki/Mole
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