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El
M. Righetti F. Tottola A. Allegrezza
M. Righetti F. Tottola A. Allegrezza
Questo volume, sprovvisto di talloncino a fronte (o opportunamente punzonato o altrimenti contrassegnato) è da
considerarsi copia di saggio-campione gratuito, fuori commercio (vendita e altri atti di disposizione vietati art.17, c.2
L.633/1941). Esente da IVA (D.P.R. 26.10.1972, n. 633, art.2, lett.d).
M. Righetti F. Tottola A. Allegrezza
ELEMENTI DI CHIMICA
ELEMENTI DI CHIMICA
Sezione A Introduzione alla chimica
Sezione B Elementi, composti e soluzioni
Sezione C Atomi e molecole
Lezioni multimediali interattive in italiano e in inglese di @pprendiscienza
con centinaia di animazioni, video, attività e simulazioni accompagnate
da verifiche con feedback.
Configurazione dell’opera
Elementi di chimica
ISBN 978-88-247-3276-5
Guida per l’insegnante con CD-ROM
ISBN 978-88-247-3277-2
ELEMENTI DI CHIMICA
Sezione D Chimica organica
CONTENUTI MULTIMEDIALI
Nel web
•Quick TEST, Flip*it, Cruci WEB, E-trainer: attività interattive
per mettersi alla prova
Nella Classe Virtuale e nel CD-ROM per l’insegnante:
•@pprendiscienza: lezioni multimediali interattive in italiano e in inglese
•Scienza VIVA: animazioni e i Video LAB, filmati di laboratorio girati
dal vivo e dotati di apparato didattico
•Web DOC: mappe interattive e schede interdisciplinari
•e-LAB: sperimentare in laboratorio
•Chemistry Readings: letture verso il CLIL
•Audio DOC: sintesi audio da scaricare e ascoltare
•Strumenti per l’insegnante: test di verifica con registro virtuale,
programmazione e prove di verifica personalizzabili
Prezzo al pubblico
Euro 14,80
ELEMENTI DI CHIMICA.indd 1
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Sommario
SEZIONE
Introduzione alla chimica
AUDIO
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C
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E-TRAI
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UNITÀ 2
Descrivere i fenomeni
12
eL AB
14
17
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28
30
51
52
54
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56
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FLIP*I
58
59
UNITÀ 6
Rappresentare le reazioni
61
eL AB
1. Massa atomica e massa molecolare: l’attuale
unità di riferimento
2. La mole: l’unità del chimico
3. La massa molare: una quantità di uso pratico
4. Il volume molare dei gas: uno spazio uguale
per tutti
5. Le equazioni chimic he: come scrivere le reazioni
6. Le equazioni bilanciate: le quantità in azione
7. I calcoli stechiometrici: la matematica delle reazioni
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
AUDIO
61
62
63
65
67
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FLIP*I
T
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38
38
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40
42
UNITÀ 7
Le soluzioni
R
NE
36
37
E-TRAI
NE
34
35
1.
2.
3.
4.
Le soluzioni: una grande varietà
Soluto e solvente: particelle simili
La solubilità: l’influenza della temperatura
Soluzioni di gas: l’effetto della pressione
e della temperatura
5. La quantità di soluto: le concentrazioni
Qualcosa in più Quanto può bere chi guida?
6. Le proprietà colligative: la dipendenza
dalla concentrazione
7. I colloidi: strane soluzioni
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
75
76
77
77
78
80
81
83
FLIP*I
T
DO
C
Web DOC: documenti
per scoprire e approfondire
eL AB
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E-TRAI
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72
73
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AUDIO
Scienza VIVA: animazioni e i VideoLAB, filmati di laboratorio girati
dal vivo e dotati di apparato didattico (nel CD e online per il docente)
I-IV_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 2
AUDIO
50
C
C
}
eL AB
1. Lavoisier: l’importanza della massa
2. La conservazione dell’energia: un continuo
cambiamento di forma
3. Proust: la costanza della composizione
nei composti
4. Dalton: la teoria atomica
5. La legge delle proporzioni multiple: gli stessi
elementi formano composti diversi
6. Dalton e la massa degli atomi: una scelta arbitraria
7. Gay-Lussac: reazioni tra i gas
8. Avogadro: la teoria atomico-molecolare
9. Cannizaro: la differenza tra atomo e molecola
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
DO
T
DO
FLIP*I
1. Le sostanze pure: particelle tutte uguali
2. Miscele omogenee ed eterogenee:
da una a più fasi
3. Separazione delle miscele: ottenere
sostanze pure
4. Reazioni chimiche: cambia la natura
delle sostanze
5. Composti ed elementi: i componenti
della materia
25
26
28
eL AB
Come si presenta la materia
50
eL AB
R
23
FLIP*I
E-TRAI
UNITÀ 4
Dalle leggi fondamentali
all’atomo di Dalton
NE
22
1. Aeriforme, liquido e solido: gli aspetti della materia
2. I passaggi di stato: gli effetti del calore
3. Natura corpuscolare della materia:
l’interpretazione dei passaggi di stato
4. L’ebollizione: uno sguardo più attento
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
AUDIO
Elementi, composti e soluzioni
B
T
21
21
C
Gli stati di aggregazione
47
E-TRAI
T
DO
UNITÀ 3
UNITÀ 5
E-TRAI
C
AUDIO
12
SEZIONE
DO
1. Uniformità delle misure: il Sistema Internazionale
2. Il Sistema Internazionale: le grandezze
fondamentali
3. Le grandezze derivate: volume, densità,
forza, energia
4. Le quantità dei campioni: grandezze intensive
ed estensive
5. Le cifre significative: esprimere una misura
6. La notazione scientifica: cifre significative
e ordine di grandezza
7. La valutazione di una misura: precisione
e accuratezza
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
45
46
FLIP*I
R
La curiosità: guida della scienza
2
3
La chimica: prospettive di sviluppo
4
Una nuova via: la chimica sostenibile
La chimica è una scienza sperimentale:
studio controllato dei fenomeni
4
5. Un filtro sui fenomeni: semplificare la complessità
5
6. Dal caos all’ordine: il ruolo delle leggi
6
7
7. Una lettura d’insieme: la teoria
Qualcosa in più I dodici principi della “Green Chemistry” 8
Il percorso delle idee e Sintesi
9
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
10
AUDIO
NE
1.
2.
3.
4.
6. Formule chimiche: la descrizione delle molecole
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
T
2
C
Osservare la realtà
DO
UNITÀ 1
A
84
85
Schede
di laboratorio
09/02/11 23:10
III
SEZIONE
Atomi e molecole
88
eL AB
AUDIO
T
DO
C
NE
E-TRAI
R
La tavola periodica
104
T
FLIP*I
NE
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UNITÀ 12
La chimica del carbonio
162
T
FLIP*I
C
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E-TRAI
R
117
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UNITÀ 13
I composti organici
175
1.
2.
3.
4.
5.
Idrocarburi: i composti organici più semplici
Alcani: idrocarburi saturi
Alcheni: il doppio legame
Alchini: triplo legame
Idrocarburi aromatici: la delocalizzazione
elettronica
6. I gruppi funzionali: la specificità dei comportamenti
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
121
121
122
AUDIO
175
175
178
180
181
182
DO
FLIP*I
T
123
124
127
127
128
129
130
C
R
-
R
E-TRAI
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FLIP*I
E-TRAI
NE
Soluzioni esercizi fine paragrafo
Tavola periodica
T
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R
C
Audio DOC: sintesi audio da scaricare
e ascoltare
D
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150
152
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156
Chimica organica
SEZIONE
AUDIO
C
AUDIO
141
144
146
1. I composti organici: un’immensa varietà
162
2. Il carbonio: un atomo dalle molteplici ibridizzazioni 163
3. I legami carbonio-carbonio: singolo,
doppio e triplo
164
4. Isomeria: stessa combinazione, diversa struttura
166
5. Le reazioni organiche: i fattori che le guidano
169
Il percorso delle idee e Sintesi
172
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
173
109
111
112
113
T
DO
1. I legami chimici: stabilità energetica
2. Come avvengono i legami: Lewis e Pauling
3. Legami primari e secondari: attrazioni tra atomi
o tra molecole
4. Legami con elettroni condivisi: il legame covalente
5. Legame ionico: alta differenza di elettronegatività
6. Legame metallico: elettroni liberi
7. Legami chimici secondari: attrazioni tra molecole
8. VSEPR: repulsione tra coppie elettroniche
9. Trovare le strutture: una procedura comune
137
138
C
108
FLIP*I
I legami chimici
136
E-TRAI
106
E-TRAI
UNITÀ 10
DO
AUDIO
AUDIO
104
106
132
133
136
eL AB
1. Le formule chimiche: il numero di ossidazione
2. La classificazione di composti chimici e i diversi
tipi di nomenclatura
3. Composti binari: unione di atomi di due elementi
4. Composti ternari e quaternari: idrossidi,
acidi e sali
5. Le reazioni chimiche: come si formano i composti
6. Le reazioni chimiche: il tempo delle trasformazioni
7. L’equilibrio delle reazioni: una situazione
dinamica
8. L’equilibrio: come si può influenzare
9. Acidi e basi: equilibri particolari
10. L’autoprotolisi dell’acqua: acidi, basi e pH
11. La forza di acidi e basi: la costante di ionizzazione
12. Misurare il pH: gli indicatori e il pH-metro
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
FLIP*I
1. Un approccio diverso: gli elettroni come onde
2. Il nuovo modello atomico: la probabilità
3. I numeri quantici nel modello
ondulatorio: n, l, m, s
4. Le caratteristiche degli orbitali: livelli, sottolivelli
e orientazione
5. La configurazione elettronica: come sono
disposti gli elettroni
6. La tavola periodica: le configurazioni esterne
7. Uno sguardo d’insieme: i gruppi
8. Le proprietà periodiche: andamenti e variazioni
9. La classificazione degli elementi: metalli,
non-metalli e semimetalli
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
Composti chimici
e loro comportamento
R
UNITÀ 11
E-TRAI
NE
I fenomeni elettrici: attrazione e repulsione
88
89
Le scariche nei gas: la scoperta di raggi catodici
Rutherford: la scoperta del nucleo atomico
90
I neutroni: cuscinetti tra le cariche
91
Protoni, elettroni, neutroni: le proprietà che ne derivano 91
Gli isotopi: atomi dello stesso elemento
con massa diversa
92
7. La miscela isotopica: come si presentano gli elementi
93
8. La stabilità dei nuclei: i radionuclidi
94
9. La luce: onde elettromagnetiche
94
10. Lo spettro della luce: diverse frequenze
95
11. La struttura esterna dell’atomo: il modello di Bohr
96
12. Il distacco degli elettroni: le energie di ionizzazione 98
13. Le energie di ionizzazione: la conferma dei livelli
di energia
98
Il percorso delle idee e Sintesi
100
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
101
UNITÀ 9
T
1.
2.
3.
4.
5.
6.
AUDIO
131
FLIP*I
C
La struttura dell’atomo
10. Polarità delle molecole: l’importanza
della struttura
Il percorso delle idee e Sintesi
Verifiche di fine Unità: Conoscenze – Abilità – Prova a esporre
DO
UNITÀ 8
C
184
185
V
VI
Quick TEST, Flip*it, Cruci WEB, E-trainer: attività
interattive per mettersi alla prova
09/02/11 23:13
IV
Nella Classe Virtuale sono presenti 10 lezioni multimediali interattive di @pprendiscienza
con centinaia di animazioni, video, attività e simulazioni.
Un’interfaccia intuitiva e un’organica integrazione dei contenuti con attività di valutazione, facilitano lo studio
e motivano lo studente con l’aggiornamento continuo dei risultati raggiunti.
Ogni lezione è composta da oggetti dinamici che tracciano le attività degli studenti e adattano i contenuti
alle loro conoscenze e ai progressi raggiunti per un percorso di apprendimento veramente personalizzato.
Infatti, le lezioni sono estremamente interattive con report e feedback, che motivano ogni risposta e forniscono,
a seconda dei risultati, attività di recupero o approfondimento.
Inoltre, costantemente a disposizione, lo studente trova strumenti di consultazione quali glossario, biografie,
calcolatrice e tavola periodica.
Elenco delle lezioni
Gli elementi
I composti chimici
Il legame ionico
Il legame covalente
Le equazioni chimiche
La massa atomica e molecolare
La mole
Le proprietà degli acidi
Le proprietà delle basi
Gli indicatori del pH
Obiettivi
di apprendimento
La lezione si
articola in più
argomenti,
ciascuno
completo di teoria
ed esercizi
Ogni argomento è organizzato in più
livelli di approfondimento e verifica
Numerose
attività e
animazioni
presentano
i contenuti
in modo
coinvolgente
Simulazioni
interattive
per entrare
nel vivo della
chimica
Protocolli per ripetere
l’esperimento in classe
Videolaboratori
Nella Classe Virtuale sono disponibili
12 videolaboratori girati dal vivo
che esemplificano passo passo tutti
i passaggi degli esperimenti proposti.
Per ogni videolaboratorio sono forniti
i protocolli, le schede di sicurezza
e una batteria di test interattivi
per valutare la comprensione
dell’esperienza.
I-IV_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 4
Pulsanti per
la navigazione
Pannello
con glossario,
biografie,
calcolatrice
scientifica e
tavola periodica
Un’ampia varietà
di tipologie
di attività
interattive di
autovalutazione
con feedback
animati
Il report dei
risultati raggiunti
e delle attività
svolte consultabile
in qualsiasi
momento
Analisi degli esperimenti
Norme di sicurezza
e altre norme
Test di autovalutazione
Filmato con
audiocommento
che illustra l’esperimento
nel dettaglio
09/02/11 23:13
Descrivere
ifenomeni
UNITÀ
2
eL AB
Sperimentare
in laboratorio.
1. Uniformità delle misure: il Sistema
Internazionale
1.1 Le grandezze
La descrizione completa di un fenomeno spesso richiede che si misurino le
proprietà dei corpi che vi partecipano. Ci può servire, per esempio, sapere
quanto è grande un corpo, quanto pesa, che volume occupa o a che temperatura si trova. Inoltre potrebbe essere necessario sapere se un corpo pesa più di
un altro o quale automobile va più veloce.
Words for Chemistry
Tabella 1
FLIP*I
T
Sistema
Internazionale
International
System of Units
Le proprietà misurabili sono dette grandezze; per poter confrontare le loro entità è
necessario stabilire dei valori di riferimento: le unità di misura.
1.2 Il Sistema Internazionale
Le sette grandezze fondamentali del SI
Grandezza
lunghezza
massa
tempo
temperatura
quantità di sostanza
intensità di corrente elettrica
intensità luminosa
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(simbolo)
(l )
(m)
(t)
(T )
(n)
(I )
(Iv)
Unità di misura SI
metro
kilogrammo
secondo
kelvin
mole
ampere
candela
Simbolo
m
kg
s
K
mol
A
cd
È facile intuire i numerosi problemi che nascerebbero se ogni Paese usasse propri sistemi di riferimento, se avesse cioè, oltre a
una propria moneta, un proprio valore per
misurare le lunghezze, i pesi, le velocità e
così via.
Attualmente il sistema di misura accettato in
quasi tutto il mondo è il Sistema Internazionale (SI) che si basa su sette grandezze, dette
grandezze fondamentali.
09/02/11 21:24
Descrivere i fenomeni
UNITÀ 2
13
Nella Tabella 1 sono riportati il nome e, tra parentesi, il simbolo delle sette grandezze fondamentali. Vengono anche indicate le unità di misura corrispondenti
utilizzate nel SI, con i relativi simboli.
A partire dalle grandezze fondamentali, se ne definiscono molte altre, dette
grandezze derivate: vedremo che le loro unità di misura si ottengono anch’esse,
in modo analogo, da quelli delle grandezze fondamentali.
1.3 I multipli e i sottomultipli del Sistema Internazionale
W EB D O
Tabella 2
C
Spesso, le misure delle grandezze che prendiamo in considerazione nella vita di tutti
i giorni si discostano molto dall’unità. È molto frequente, perciò, usare multipli o
sottomultipli delle unità SI. I prefissi di multipli e sottopultipli e il loro significato numerico, sia in forma decimale sia come potenza di dieci, sono riportati nella Tabella 2.
Molti di questi prefissi ci sono da sempre familiari. Conosciamo bene, per
esempio, il centimetro, pari a 10−2 m, e il kilogrammo, che vale 103 g.
Alcuni prefissi ci sono diventati molto familiari con la diffusione dei computer.
È facile sentir parlare di una RAM da 4 GB (gigabyte), di un disco fisso da 1 TB
(terabyte) e di un masterizzatore che registra CD-Rom da 700 MB (megabyte).
Come scrivere
le misure nel SI.
I principali prefissi delle unità di misura
Prefisso
tera
giga
mega
kilo
etto
deca
Simbolo
Valore decimale
T
G
M
k
h
da
1 000 000 000 000
1 000 000 000
1 000 000
1000
100
10
unità
deci
centi
milli
micro
nano
pico
1
d
c
m
µ
n
p
0,1
0,01
0,001
0,000 001
0,000 000 001
0,000 000 000 001
Potenza di 10
1012
109
106
103
102
101
100
10−1
10−2
10−3
10−6
10−9
10−12
esempi
Quanti globuli?
Un globulo rosso del nostro sangue ha uno
spessore medio di 1,5 µm. In un ipotetico
capillare lungo quanto il nostro braccio,
70 cm, quanti globuli possono impilarsi?
Soluzione
Per poter fare tra misure diverse è necessario esprimerle tutte utilizzando la stessa
unità di misura o lo stesso sottomultiplo,
per esempio in mm.
Poiché 1 cm= 10 mm e 1µm= 0,001 mm si ha:
70 cm = 700 mm
1,5 µm= 0,0015 mm
Dividendo ora la lunghezza del braccio per lo spessore di un
globulo rosso si ottiene:
globuli contenuti =
700 mm
= 466667
0,0015 mm
che approssimativamente è il valore cercato.
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 13
Gocce e cartucce
Una stampante a getto di inchiostro ‘spara’ gocce di volume pari a circa 2 pL (picolitri),
grazie alle quali disegna parole
e immagini. Considerato che
una cartuccia di inchiostro contiene 18 mL (millilitri), calcola
quante gocce essa è in grado di assicurare.
Soluzione
È importante rappresentare tutti i volumi nella stessa unità di misura.
Il volume di una goccia vale:
2 pL = 2 × 10−12 L
mentre l’inchiostro contenuto in una cartuccia è:
18 mL = 18 × 10−3 L
Il numero totale di gocce che una cartuccia può assicurare è pertanto:
18 × 10−3 : 2 × 10−12 = 9 × 109
ovvero 9 miliardi. Goccia più goccia meno…
09/02/11 21:24
14
Sezione A
Introduzione alla chimica
2. Il Sistema Internazionale: le grandezze
fondamentali
2.1 La lunghezza
Una delle prime grandezze che l’uomo ha avuto necessità di misurare è la lunghezza. Probabilmente per questo motivo essa è stata anche una delle prime
per le quali fu stabilita un’unità di misura.
Figura 1
Inizialmente il metro venne definito
ricorrendo a riferimenti geografici.
Words for Chemistry
T
massa mass
FLIP*I
La lunghezza (l) è definita come la distanza tra due punti; come unità di misura della
lunghezza il SI utilizza il metro (m).
Attualmente, il metro corrisponde alla distanza percorsa dalla luce nel vuoto
in 1/299792458 s.
Nelle misurazioni di distanze interatomiche è ancora frequente l’uso di un
sottomultiplo del metro, l’angstrom (Å), pari a 10−10 m, che non appartiene al
SI e che perciò si dovrebbe evitare.
2.2 La massa
La grandezza che più intuitivamente si collega alla fisicità degli oggetti che ci
circondano è la massa.
La massa (m) è la quantità di materia che costituisce un corpo e ne misura l’inerzia,
cioè la tendenza a opporsi alle variazioni del proprio stato di quiete o di moto; come
unità di misura della massa, il SI utilizza il kilogrammo-massa (kg).
bilancia
a due bracci
L’unità di misura della massa è rappresentata da un cilindro in lega di platinoiridio conservato a Sèvres (Francia) nel Museo dei pesi e delle misure.
Uno strumento col quale si può misurare la massa di un corpo è la bilancia a due bracci (Figura 2). Grazie a essa, il corpo in esame viene confrontato con alcune “masse campione”, ossia con alcuni corpi la cui massa è
nota. L’operazione si chiama “pesata” e, pertanto, nel linguaggio comune
si dice che si determina “il peso” di un oggetto. In realtà, parlando in tal
modo, si confonde la massa, ossia la quantità di materia che costituisce
il corpo, indipendente dal luogo in cui esso si trova, con il peso, che è la
forza (vedi paragrafo 3.3) con cui il campo gravitazionale terrestre attira
la massa del corpo stesso, e può dunque variare da luogo a luogo.
Il peso di un corpo dipende infatti dall’accelerazione di gravità. Precisamente,
si ha:
massa del corpo
masse
campione
Figura 2
La massa di un corpo si misura con la
bilancia a due bracci, confrontandola
con opportune “masse campione”, la
cui massa è nota.
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 14
peso del corpo
p=m?g
accelerazione di gravità
Per esempio, per conoscere massa e peso di un astronauta sulla Terra e sulla
Luna (Figura 3) si deve ricorrere a due diversi tipi di bilance. Infatti, una bilancia a bracci esegue sempre il confronto tra masse e così evidenzia che l’astronauta ha massa costante. Al contrario, la bilancia a molla, sensibile alla forza
peso che ne muove l’indice su una scala graduata, dimostra come il nostro
astronauta abbia un peso differente.
Le comuni bilance pesapersone e le moderne bilance di laboratorio (Figura 4)
09/02/11 21:25
Descrivere i fenomeni
UNITÀ 2
15
la massa è uguale
il peso è diverso
sono basate appunto sulla deformazione che il peso impone a una molla o al
sistema elettromagnetico in essa contenuto.
Per la massa vi sono delle evidenti eccezioni ai prefissi generali. Pur essendo
infatti il kilogrammo la sua unità di misura, i nomi di alcuni suoi sottomultipli
fanno riferimento al grammo (milligrammo, ettogrammo ecc.).
Figura 3
Il peso e la massa sono due grandezze
diverse.
2.3 Il tempo
Anche il tempo è una grandezza che gli uomini hanno sempre sentito la necessità di misurare.
L’unità di misura del tempo (t) nel SI è il secondo (s).
Attualmente, si definisce il secondo come la durata di 9 129 631 770 oscillazioni della radiazione emessa dall’isotopo 133 del cesio posto in un campo
magnetico.
Mentre per i sottomultipli del secondo si utilizzano regolarmente i prefissi
decimali già indicati, i suoi multipli più utilizzati (minuti, ore) sono di tipo
sessagesimale .
2.4 La temperatura
Tutti i campi scientifici ricorrono alla grandezza temperatura per descrivere i
fenomeni studiati. Nell’Universo, incontriamo temperature elevatissime, per
esempio nelle stelle, ma anche molto basse, come nello spazio interstellare.
Nelle produzioni industriali, se si vuole che i processi proseguano correttamente, i valori della temperatura devono essere costantemente misurati. Anche
nella vita di tutti i giorni essa riveste un ruolo determinante, per esempio nel
controllo del condizionamento degli ambienti in cui viviamo o dello stato di
salute di una persona.
La vita stessa degli organismi, inoltre, può avvenire solo entro limiti ristretti di temperatura.
La temperatura (T) definisce l’agitazione delle particelle che costituiscono un corpo. L’unità di misura
della temperatura nel SI è il kelvin (K).
In realtà, soprattutto per le esigenze quotidiane,
è ancora molto usato il grado centigrado o Celsius (°C). La scala centigrada, basata su di esso, è
arbitraria, cioè legata a stati fisici della materia
scelti come punti di riferimento, ai quali sono
stati assegnati valori di temperatura ‘di comodo’.
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 15
Figura 4
Una moderna bilancia tecnica da
laboratorio.
Un sistema sessagesimale
è un sistema di numerazione
con base 60.
Figura 5
La temperatura sul nostro pianeta è
compresa in un intervallo piuttosto
limitato.
Fonte: AIRS Science Team, NASA/JPL.
320 K (47 °C)
192 K (-81 °C)
09/02/11 21:25
16
Sezione A
1
Introduzione alla chimica
0 °C
I riferimenti scelti sono il punto di fusione del ghiaccio e il punto di ebollizione dell’acqua in condizioni standard di pressione (1 atm). A questi punti sono
stati attribuiti rispettivamente i valori 0 °C e 100 °C.
Il procedimento apparirà ancora più chiaro esaminando come si può costruire
uno strumento per misurare la temperatura, cioè un termometro. Un liquido che
si dilati in modo omogeneo in ampi intervalli di temperatura, come lo xilene
(un solvente che solidifica a −40 °C e bolle a circa 120 °C), viene sigillato in un
capillare di vetro, cioè in un tubicino di diametro molto piccolo (Figura 6). Il tubicino viene fissato a una tavoletta e immerso in un bagno di acqua e ghiaccio.
Sulla tavoletta si segna il livello a cui arriva il liquido 1 . Si introducono poi
tubicino e tavoletta in acqua bollente e si segna il nuovo livello raggiunto. Si
attribuisce il valore 0 °C al primo segno e 100 °C al secondo 2 e si suddivide
in 100 parti (gradi) la distanza tra i due segni. Ciascuna parte viene numerata.
Nei Paesi anglosassoni, è ancora molto utilizzata anche la scala Fahrenheit,
basata sul grado Fahrenheit (°F).
Le conversioni tra gradi Fahrenheit e Celsius si riassumono come segue.
0 °C
2
100 °C
100 °C
0 °C
0 °C
°C =
Figura 6
Taratura di un termometro.
Kelvin
punto
di ebollizione
dell’acqua 373 K
273 K
punto
di congelamento
dell’acqua
zero assoluto 0 K
(°F − 32)
1, 8
°F = °C ? 1,8 + 32
A differenza delle altre, la scala Kelvin è una scala assoluta. Assume infatti come
la più bassa temperatura ipotizzabile e solo
Celsius Fahrenheit riferimento
teoricamente raggiungibile (“zero assoluto”), cui assegna il valore di 0 K. Poiché essa corrisponde a −273,15
°C e un kelvin ha lo stesso valore di un grado centigrado,
100 °C
212 °F
0 °C equivalgono a 273,15 K (spesso approssimato a
273 K) (Figura 7). Le conversioni tra i valori delle due
0 °C
32 °F
scale sono:
K = 273 + °C
-273 °C
°C = K − 273
-459 °F
Figura 7
I rapporti fra le scale
Kelvin, Celsius e
Fahrenheit.
Pensandoci meglio
Secondo te, esistono temperature assolute negative? Ti sembra
che questa informazione si possa ricavare anche da quanto
rappresentato in figura?
QUICKT
ES
T
esempi
La febbre in America...
Quanto è caldo il Sole?
Negli Stati Uniti, come nella gran parte dei Paesi di lingua inglese,
la temperatura viene solitamente espressa in gradi Fahrenheit.
A quanti gradi Fahrenheit corrisponde la temperatura misurata
dal termometro clinico rappresentato nella foto?
Soluzione
Poiché la formula di conversione per trasformare kelvin in
gradi centigradi è:
°C = K − 273
la temperatura superficiale del Sole espressa in gradi centigradi
risulta circa:
5800 K = 5800 − 273 = 5527 °C
Soluzione
Sapendo che:
si ha:
°F = °C · 1,8 + 32
36,33 °C = 36,33 · 1,8 + 32 = 97,39 °F
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 16
La temperatura superficiale del
Sole risulta essere di circa 5800 K.
A quanti gradi centigradi corrispondono?
09/02/11 21:25
Descrivere i fenomeni
2.5 La mole, l’ampere e la candela
Il Sistema Internazionale prevede anche le unità di misura per le altre tre
grandezze fondamentali:
la mole (mol): indica la quantità di sostanza che contiene lo stesso numero
di particelle (entità elementari) contenute in una data massa di un elemento
chimico (carbonio) preso come riferimento; di essa si tratterà più a fondo
nell’Unità 5;
l’ampere (A): è utilizzato per misurare l’intensità di corrente elettrica; di
esso si tratterà nel secondo volume;
la candela (cd): misura l’intensità luminosa.
?
UNITÀ 2
17
1. Quanti minuti e quanti secondi formano 2 giorni?
Quante ore corrispondono a
72 000 s?
2. Passeggiando in montagna,
vedi sotto una tettoia due
termometri che segnano rispettivamente 283 K e 10 °F.
Alla radio senti che “… la
temperatura, oggi, è prevista
intorno ai 10 °C…”. Quale
dei due termometri è rotto?
3.Le grandezze derivate: volume, densità,
forza, energia
Oltre a quelle fondamentali, esistono molte altre grandezze. Alcune di esse sono molto comuni, come la velocità, altre invece si utilizzano meno
frequentemente, come la pressione e l’energia. Esse possono tutte essere
espresse come combinazioni delle grandezze fondamentali e per questo si
dicono grandezze derivate.
3.1 Il volume
Il volume è una tipica grandezza derivata, visto che si ottiene come prodotto
di tre lunghezze.
Chemistry
Readings
”Kilogram”:
a definition.
Figura 8
In laboratorio si utilizzano recipienti
di vetro graduati di forme diverse per
misurare i volumi.
Il volume (V) di un corpo è lo spazio che il corpo occupa. La sua unità di misura nel
SI è il metro cubo (m3).
Molto frequente, soprattutto nei laboratori (Figura 8), è l’uso dei sottomultipli
del metro cubo: il decimetro cubo (dm3) e il centimetro cubo (cm3), che sono
rispettivamente mille e un milione di volte più piccoli del metro cubo. Un’altra
unità di misura del volume non definita dal SI, ma molto usata sia in chimica
sia nella vita di tutti i giorni, è il litro, che equivale a 1 dm3. Il simbolo del litro
è l (la lettera elle), ma è stato proposto di sostituirlo con L (elle maiuscola) per
evitare il rischio di confonderlo con il numero uno.
Nella Tabella 3 sono confrontati i sottomultipli del metro cubo e del litro.
esempi
Una lattina di bibita, in tutto il mondo, contiene 33 cL. A quanti
centimetri cubi corrispondono? E a quanti litri?
Soluzione
Tenendo conto che:
3
1 cL = 10 cm
si avrà:
33 cL = 33 ? 10 cm3 = 330 cm3
poiché 1 cm3 = 10−3 dm3 e 1 L = 1 dm3
si ha:
330 cm3 = 330 ? 10−3 dm3 = 0,330 dm3 = 0,330 L
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 17
Sottomultipli
del metro cubo e del litro
a confronto
Tabella 3
1 m3
1 dm3
100 cm3
10 cm3
1 cm3
1 mm3
=
=
=
=
=
=
1000 L
1L
1 dL
1 cL
1 mL
1 µL
09/02/11 21:25
18
Sezione A
Introduzione alla chimica
3.2 La densità
Words for Chemistry
FLIP*I
T
densità density
Un’altra grandezza derivata è la densità.
La densità di un corpo è il rapporto tra la sua massa e il suo volume. Viene espressa
in kilogrammi per decimetro cubo (kg/dm3) oppure in grammi per centimetro cubo (g/cm3), numericamente identica alla precedente.
Tabella 4 Densità di alcune
sostanze
Sostanza
Densità
(g ? cm−3 a 20 °C)
acetone
acqua
alcol etilico
alluminio
argento
cloro
ferro
idrogeno
olio di oliva
oro
ossigeno
piombo
rame
uranio
0,792
0,998
0,789
2,708
10,53
3,212*
7,87
0,0899*
0,920
19,32
1,429*
11,35
8,96
19,0
*g ? dm−3 a 0 °C e 1 atm
Figura 9
Lo stesso densimetro ha livelli di
galleggiamento differenti a seconda
della densità del liquido in cui è
immerso.
densità del corpo
d=
massa del corpo
volume del corpo
m
V
Quando si indica la densità di un corpo si deve sempre precisare la temperatura alla quale la misura è stata effettuata, come riportato nella Tabella 4.
Mentre infatti con l’aumentare della temperatura la massa di un corpo rimane
costante, il suo volume di norma aumenta. La densità sarà perciò in generale
tanto più bassa quanto più cresce la temperatura. La variazione, minima nei
solidi, diviene più significativa nei liquidi, come si è visto costruendo il termometro.
Nei gas, la densità è fortemente collegata, oltre che alla temperatura, anche alla pressione.
La densità si ricava per i solidi misurando separatamente massa e volume e poi facendone il rapporto. Per i liquidi è possibile sfruttare il densimetro, un galleggiante tarato (Figura 9).
Poiché la spinta che riceve dal liquido è, per il principio di
Archimede, tanto più grande quanto più denso è il liquido
stesso, dal livello di galleggiamento si può ricavare la densità
del liquido.
L’importanza della densità consiste nel fatto che essa consente
di convertire massa e volume di una sostanza: a partire da una
qualsiasi massa si potrà calcolarne il volume occupato o, al
contrario, ricavare la massa di un qualsiasi volume.
esempi
Dal volume alla massa
Un cilindro di ferro ha un volume
pari a 3,52 cm3. Qual è la sua massa?
Dalla massa al volume
Qual è il volume di un lingotto d’oro
la cui massa è pari a 1000 g?
Soluzione
Sappiamo che per la densità vale la relazione:
Soluzione
È necessario partire dalla formula
inversa della definizione di densità che
consente di ricavare il volume:
d=
m
V
da essa possiamo ricavare la formula inversa che consente di
ottenere la massa del corpo:
m=d·V
Sostituendo i valori numerici si ha:
m = 7,87
QUICKT
g
⋅ 3,52 cm3 = 27,7 g
cm3
ES
T
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 18
V=
m
d
nella quale si introducono i valori numerici noti:
V=
1000 g
= 5176
, cm3
g
19, 32 3
cm
Il valore trovato ci dà un’idea della densità del prezioso metallo:
un comune telefonino ha più o meno lo stesso volume di 1 kg
di oro!
09/02/11 21:25
Descrivere i fenomeni
UNITÀ 2
19
3.3 La forza
Per produrre una variazione dello stato di moto di un corpo, cioè per accelerarlo
o rallentarlo, è necessario che intervenga un agente fisico esterno a esso: la forza.
La forza necessaria per imprimere a un corpo una data accelerazione
è uguale al
prodotto della massa del corpo per quell’accelerazione. Nel Sistema Internazionale la
forza si esprime in newton (N).
forza
F=m?a
massa
accelerazione
L’accelerazione di un corpo è
la variazione nel tempo della sua
velocità (in modulo, direzione o
verso).
Il lavoro compiuto da un corpo
è il prodotto della forza per lo
spostamento da essa causato.
Abbiamo già incontrato la forza parlando del peso (paragrafo 2.2). Adesso
possiamo precisare che un newton corrisponde alla forza necessaria per imprimere un’accelerazione unitaria, nella stessa direzione in cui è applicata
la forza, a un corpo di massa unitaria. Un newton quindi è la forza capace di
imprimere a un corpo di massa un kilogrammo (kg) l’accelerazione di un metro
al secondo per secondo:
1 N = 1 kg ? 1 m ? 1 s−2
3.4 L’energia
È intuitivo associare l’energia a masse in movimento come una cascata d’acqua, un cavallo in corsa o un atleta che sollevi pesi. Anche la benzina, però,
possiede energia: infatti, se viene bruciata in un motore, è in grado di far muovere una macchina. Analogamente, anche un masso immobile sulla cima di
una montagna ha in sé una grande energia.
L’energia si presenta insomma sotto varie forme ed è necessario darne una
definizione abbastanza generale da comprenderle tutte; per questo motivo si
ricorre al concetto di lavoro .
L’energia posseduta da un corpo è la sua capacità di compiere lavoro, cioè di modificare l’ambiente esterno. Nel SI essa si misura in joule (J).
Un principio fondamentale della fisica afferma che l’energia non si crea né si
distrugge. Essa, tuttavia, si trasforma continuamente dall’una all’altra delle sue
forme (Figura 10). Così i composti chimici contenuti in una pila trasformano la
loro energia chimica in energia elettrica, che a sua volta può mettere in azione
un motore, che fornisce energia meccanica. La stessa energia elettrica può causare il riscaldamento di una resistenza e tramutarsi in energia termica. Anche
il calore infatti è una forma di energia.
Per tutte le forme di energia si utilizza sempre la
stessa unità di misura, il joule. Il joule è un’unità
derivata da quelle fondamentali del SI:
Informazioni
per
1 J = 1 N ? 1 m = 1 kg ? 1 m2 ? 1 s−2
Vi è anche un’altra unità ancora molto usata per
la misura dell’energia, soprattutto in riferimento
agli alimenti (Figura 11): la caloria (cal), che non
appartiene al SI e per la quale vale la conversione:
1 cal = 4,184 J
Quando si devono indicare grandi quantità di
energia, si utilizza talvolta come unità di misura
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 19
nutrizionali
kcal
valore energetico
kJ
proteine
g
carboidrati
g
di cui zuccheri
g
grassi
g
di cui saturi
g
fibra alimentare
g
sodio
g
Figura 10
L’energia chimica del carburante si
trasforma in energia cinetica e in
energia termica.
Figura 11
Le “etichette nutrizionali”, che
compaiono sulla confezione di molti
alimenti, ne indicano sempre anche
l’apporto energetico, espresso in
kilocalorie (kcal) e, generalmente,
in kilojoule (kJ).
100 g
440
1840
8,5
45,8
15,0
24
10,1
2,0
0,25
09/02/11 21:25
20
Sezione A
Introduzione alla chimica
la tep (tonnellata equivalente di petrolio). 1 tep è la quantità di energia mediamente ottenibile dalla combustione di 1000 kg di petrolio e si ha:
1 tep = 42 GJ
W EB D O
C
1
Ricordiamo che temperatura e calore, intuitivamente confondibili, sono due
grandezze differenti. In particolare, la temperatura di un corpo dipende dall’energia cinetica media delle sue particelle, mentre il suo calore è l’energia termica
complessiva che esso possiede. Una tazza e una pentola piene di acqua bollente
possono avere la stessa temperatura, ma il calore che possono cedere e gli effetti
che sono in grado di produrre sull’ambiente sono ben diversi (Figura 12).
Temperatura e calore di un corpo sono legati da una relazione che permette
di stabilire la quantità di calore che è necessario fornirgli (o sottrargli) per far
passare la sua temperatura da un valore iniziale Ti a un valore finale Tf. Si ha:
massa del corpo
Lo strano caso
del Mars Climate
Orbiter.
calore scambiato
Q = m ∙ cs ∙ (Tf − Ti)
Il calore da fornire o sottrarre al corpo dipende dunque, oltre che dalla differenza tra le temperature iniziale e finale, anche dalla massa del corpo e dal suo
calore specifico, una grandezza propria di ciascuna sostanza.
uguale altezza
rispetto al suolo
Il calore specifico di una sostanza è la quantità di calore necessaria per aumentare di
1 °C la temperatura di 1 g di essa.
QUICKT
uguale temperatura
ES
T
2
Figura 12
Cadendo da uguale altezza,
corpi diversi cedono quantità di
energia diverse a seconda della
loro massa 1 ; analogamente,
corpi diversi a uguale
temperatura cedono quantità di
calore diverse a seconda delle
loro masse e calori specifici 2 .
libera
energia
libera calore
esempi
L’apporto medio di energia necessario
giornalmente a un individuo adulto
è di 2200 kcal. Secondo i criteri di
una corretta alimentazione, il 60%
di esso dovrebbe provenire da carboidrati. Di questi, solo il 10% dovrebbe essere
costituito da zuccheri semplici (glucidi). Calcola quanti grammi di
zuccheri semplici si possono assumere mediamente in una giornata, tenendo conto che 1 g di glucidi sviluppa 4,0 kcal.
Soluzione
Calcoliamo il 60% di 2200 kcal:
60 : 100 = x : 2200 kcal
x=
10 ⋅1320 kcal
= 132 kcal
100
che dovrebbero provenire dagli zuccheri semplici.
Poiché i glucidi sviluppano 4,0 kcal ? g−1, si ricava:
132 kcal
= 33 g
4,0 kcal ⋅ g−1
60 ⋅ 2200 kcal
= 1320 kcal
100
a. 350 cm3 = … L
c. 15 m3 = … hL
e. 180 mm3 = … cm3
Un individuo adulto dovrebbe pertanto assumere circa 33 g al
giorno di zuccheri semplici.
4. Completa:
a. 45 kcal = … kJ
c. 153 tep = … GJ
QUICKT
b. 96,83 J = … cal
T
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 20
x=
questo è dunque il quantitativo di energia che dovremmo ricavare dai carboidrati.
Troviamo ora il 10% di questo valore:
10 : 100 = x : 1320 kcal
ES
3. Completa:
b. 0,05 dL = … cm3
d. 2500 cm3 = … mm3
calore specifico
09/02/11 21:26
Descrivere i fenomeni
UNITÀ 2
21
4.Le quantità dei campioni:
grandezze intensive ed estensive
Le grandezze vengono divise in due categorie fondamentali: grandezze intensive e grandezze estensive.
Consideriamo, per esempio, la densità. Essa è costante per una data sostanza, indipendentemente dalla quantità che se ne considera. La densità del rame, infatti, è
uguale sia che se ne prenda in esame un grammo, sia che ci si riferisca a 1000 kg.
Un discorso del tutto analogo può essere fatto per la temperatura, per la pressione o per la velocità.
Una grandezza che è indipendente dalla quantità di campione che si misura si definisce
intensiva.
Un comportamento esattamente contrario ha la massa. La massa di una sostanza dipende ovviamente dal corpo a cui ci riferiamo. Lo stesso discorso vale per
la lunghezza o il volume di un corpo.
Una grandezza il cui valore dipende dalla quantità di campione che si considera si dice
estensiva.
?
5. Quali tra le seguenti grandezze sono intensive e quali
estensive?
a. energia
b. lunghezza
c. velocità
d. densità
e. superficie
f. calore specifico
5.Le cifre significative: esprimere una misura
Per esprimere una misura, in effetti, è sempre necessario indicare un numero
e l’unità rispetto alla quale la misura è effettuata.
La misura di una grandezza viene espressa da un numero accompagnato da un’unità
di misura.
Le misure vengono ottenute grazie a strumenti opportuni, la cui funzione è sempre confrontare le grandezze – direttamente o indirettamente – con un’unità di
misura campione.
Ogni strumento consente una misura, ma non tutti
hanno la capacità di ottenere dati ugualmente accurati.
Se per esempio prendiamo in considerazione due
bilance digitali (Figura 13), notiamo che esse possono misurare la massa di uno stesso oggetto con un
numero maggiore o minore di cifre decimali. Ovviamente, non è l’oggetto che varia la sua massa ma
sono gli strumenti che hanno una diversa capacità
di apprezzarla.
La misura, infatti, viene espressa con un numero di
cifre che riflette le caratteristiche dello strumento;
in particolare, la sua sensibilità.
La sensibilità di uno strumento è la quantità minima
di una grandezza che quello strumento è in grado di
rilevare.
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 21
[
Figura 13
Due bilance digitali di sensibilità
diversa.
Pensandoci meglio
Secondo te, quale delle due bilance in figura è più sensibile? Da che cosa lo deduci?
09/02/11 21:26
22
Sezione A
Introduzione alla chimica
In pratica, il valore che si ricava quando si misura una grandezza viene
espresso utilizzando solo le cifre che sono chiaramente definibili, dette cifre
significative.
Una misura viene sempre espressa riportando solo la prima cifra incerta.
con riferimento all’esempio visto nella fotosequenza la misura effettuata
con il metro da sarto ha tre cifre significative, quella con il righello ne ha
quattro.
Le cifre di una misura correttamente eseguita sono tutte significative, a eccezione degli eventuali zero iniziali. Consideriamo le seguenti misure:
0,043 g
Words for Chemistry
FLIP*I
T
cifre significative
significant digits
4,03 g
4,30 g
Nella prima misura le cifre significative sono solo due, il quattro e il tre,
perché i due zero iniziali non sono significativi: servono infatti solo a determinare la posizione della virgola.
Nella seconda misura, tutte e tre le cifre sono significative, come pure nella
terza. Infatti, se lo zero finale è stato scritto, significa che è un valore ottenuto
da una misura e che quindi è da considerare.
foto sequenza operativa
Proviamo a misurare un foglio
di carta con un metro da sarto
e con un righello, due strumenti
con diversa sensibilità
W EB D O
Possiamo andare oltre i valori
segnati. Con il metro la larghezza
è stimabile in 14,8 cm mentre la
stima con il righello è di 148,5 mm.
C
6. La notazione scientifica: cifre significative
e ordine di grandezza
Ordine
di grandezze.
È facile imbattersi in numeri ‘tondi’, della cui affidabilità è lecito dubitare.
Sappiamo che la velocità della luce vale 300 000 km/s o che l’età della Terra
è 4 600 000 000 anni. Tutti gli zero di queste cifre derivano direttamente da
misurazioni? La risposta è no.
Esiste un modo per esprimere tali misure in maniera che siano subito evidenti
le cifre significative: la cosiddetta notazione scientifica.
Words for Chemistry
FLIP*I
012-027_U02_Chimica_Tottola_LIGHT_CS4_2IMP.indd 22
T
notazione
scientifica
scientific
notation
Ci accorgiamo che con il metro
si possono misurare agevolmente
i centimetri mentre il righello
misura anche i millimetri.
In una misura scritta utilizzando la notazione scientifica, le cifre significative vengono
espresse con un numero decimale compreso fra 1 e 10, moltiplicato per una opportuna
potenza di dieci.
09/02/11 21:26
Descrivere i fenomeni
Scritta in notazione scientifica, la velocità della luce diviene 3 ∙ 105 km/s e l’età
della Terra (nota in realtà solo con due cifre significative) è 4,6 ∙ 109 anni. In pratica,
l’esponente utilizzato indica di quanti posti è stata spostata la virgola verso sinistra.
Ecco i passaggi, in successione:
300 000
4 600 000 000
3,000 00
4,600 000 000
3,000 00 ? 105
4,600 000 000 ? 109
3 ? 105
4,6 ?109
Se il numero da rappresentare in notazione scientifica è minore di uno, si
eliminano gli eventuali zero iniziali spostando la virgola verso destra. Le cifre
rimanenti si moltiplicano per una potenza negativa di dieci il cui esponente
indica il numero di spostamenti fatti. Per esempio, per esprimere in notazione
scientifica 0,0013 e 0,00543, si effettuano i seguenti passaggi:
0,0013
0,000543
1,3
5,43
1,3 ? 10−3
5,43 ? 10−4
Il vantaggio di questa scrittura consiste nel fatto che, oltre a una maggior compattezza, sono immediatamente visibili sia le cifre significative sia l’ordine
di grandezza, che è anche il multiplo o il sottomultiplo usato per l’unità di
misura (Figura 14).
UNITÀ 2
23
Figura 14
Nelle calcolatrici tascabili, la
notazione scientifica viene sempre
utilizzata quando il numero di cifre
da visualizzare è superiore a quello
consentito dal display.
?
6. Indica il numero di cifre significative e decimali delle
seguenti misure:
a. 1,4 m
b. 0,078 cm
c. 23,547 g d. 5,00 mL
7. Esprimi i seguenti numeri
usando la notazione scientifica (considera che gli
zero finali non siano significativi).
a. 0,018
b. 85 000 000
c. 0,007 65 d. 0,000 1
cifre significative
0,000 000 001 5 m = 1,5 ? 10−9  m = 1,5 nm
ordine di grandezza
7. La valutazione di una misura: precisione
e accuratezza
È facile riscontrare che quando una stessa misura viene effettuata più volte, si
trovano valori discordanti. E questo perfino se ad effettuarla è la stessa persona
e utilizzando lo stesso strumento. Questo fatto si spiega considerando che ogni
misura è soggetta a errore.
Gli errori che si compiono eseguendo una misura, pur di diversa natura, possono essere classificabili in due gruppi: errori sistematici ed errori casuali.
Gli errori sistematici sono legati all’abilità con cui si effettuano le misure e
alla qualità degli strumenti impiegati. Per esempio, un analista che non sia in
grado di percepire velocemente un cambiamento di colore o una bilancia che
presenti un difetto di fabbricazione compiono tipicamente errori sistematici.
Gli errori sistematici, per la loro natura, hanno la caratteristica di ripetersi in
modo costante; si possono quindi ‘smascherare’ confrontando i risultati delle
misure con quelli ottenuti da un’altra persona o con un altro strumento.
Gli errori casuali sono invece dovuti a fattori non determinabili né prevedibili. Possono essere provocati da particolari situazioni, come fluttuazioni di
temperatura e di pressione, dall’affaticamento dell’occhio, dalla disattenzione
dovuta alla stanchezza ecc.
La natura casuale di tali errori fa sì che a volte le misure ottenute si discostino dal
valore vero talvolta per eccesso e talvolta per difetto. Ciò consente di minimizzarli
ripetendo più volte la misurazione e considerando la media dei risultati ottenuti.
La “bontà” di una misura viene valutata in base a due parametri: accuratezza
e precisione (Figura 15).
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1
2
3
4
Figura 15
Accuratezza e precisione sono due
parametri indipendenti per valutare
la bontà di una serie di misure.
Mediamente si ha:
1 buona accuratezza e scarsa precisione
2 buona precisione e scarsa accuratezza
3 buona precisione e buona accuratezza
4 scarsa precisione e scarsa accuratezza
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24
Sezione A
Introduzione alla chimica
L’accuratezza di una misura è la valutazione di quanto essa si avvicina al valore vero.
La precisione di una serie di misure ottenute nelle stesse condizioni è la valutazione
di quanto esse abbiano valori vicini.
Spesso, per riportare una misura e la sua precisione, si utilizza una formula
più semplice, anche se meno significativa. Dopo aver compiuto una serie di
misure, se ne ricava semplicemente la media e si esprime il risultato come:
ES
8. Una lunghezza viene misurata più volte da due differenti operatori. Il primo trova
un valore medio di 7,55 cm
con un errore assoluto di
0,08 cm, mentre il secondo
trova un valore medio di
7,51 cm con un errore assoluto di 0,15 cm. Quale delle
due serie è più precisa? Sapendo che il valore vero vale
7,50 cm, quale delle due serie di misure è più accurata?
9. Viene misurata la temperatura di un corpo, il cui valore
risulta 55,6 °C. Sapendo che
il valore vero di tale temperatura è 56,1 °C calcola l’errore assoluto QUICKT
e l’errore relativo
della misurazione effettuata.
x max − x min
2
x=x±
dove xmax e xmin rappresentano, rispettivamente, il valore massimo e quello
minimo della serie in questione. In tal caso, l’espressione:
Ea =
x max − x min
2
si dice errore assoluto del risultato ed esprime la precisione della serie di misure.
Talvolta, è necessario rapportare l’errore assoluto al valore medio della serie e
si parla allora di errore relativo percentuale:
Er =
Ea
⋅100
x
T
Al contrario della precisione che, come si è visto, si determina a partire dalle
sole misure, l’accuratezza può essere valutata solo se è noto il valore vero, nel
qual caso si possono calcolare direttamente l’errore assoluto e quello relativo.
In genere però il valore vero non si conosce e al suo posto si usa quello ritenuto
più probabile perché basato su prove generalmente accettate.
esempi
Lettura
delle misure.
Un campione di un minerale viene pesato più volte con la stessa bilancia,
con la quale si ottengono i seguenti
valori:
e l’errore relativo vale:
34,1583 g; 34,1575 g
34,1559 g; 34,1569 g
Le pesate vengono rifatte usando una
bilancia differente e con essa si ottengono i valori:
Il valore medio del secondo gruppo di pesate vale:
34,1673 g; 34,1689 g
34,1676 g; 34,1657 g
In che modo si esprimono i risultati delle due serie? Quale delle
precedenti bilance si è dimostrata più precisa?
Operando per altre vie, si è ricavato che il valore vero del peso
è 34,1600 g.
Quale delle due bilance si è mostrata più accurata?
Soluzione
Il valore medio del primo gruppo di pesate vale:
34,1583 + 34,1575 + 34,1559 + 34,1569
= 34,1572 g
4
mentre l’errore assoluto è:
Ea =
Er =
0,0012
⋅100 = 0,0035%
34,1572
34,1673 + 34,1689 + 34,1676 + 34,1657
= 34,1674 g
4
mentre l’errore assoluto è:
Ea =
34,1689 − 34,1657
= 0,0016 g
2
e l’errore relativo percentuale vale:
Er =
0,0016
⋅100 = 0,0047%
34,1674
Dai calcoli si ricava che con la prima bilancia si commette un
errore relativo inferiore: essa risulta pertanto la più precisa.
Inoltre con essa ci si allontana dal valore vero di 0,0028 g,
mentre con la seconda bilancia la differenza è 0,0074 g.
Quindi la prima bilancia è anche la più accurata.
34,1583 − 34,1559
= 0,0012 g
2
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Descrivere i fenomeni
UNITÀ 2
25
UNITÀ2Ilpercorsodelleidee
Completa la mappa, inserendo i termini corretti nei riquadri vuoti.
Le
grandezze
sono divise in
dipendono da
.....................................
sono espresse
con
grandezze
intensive
.....................................
sono riunite nel
distingue
in
non dipendono da
.....................................
sono
affette da
sono
caratterizzate da
grandezze
derivate
..................................
..................................
.....................................
errori
.....................................
riflettono la
influenzano
accuratezza
..................................
sensibilità
dello
.....................................
Sintesi
Uniformità delle misure: il Sistema Internazionale e le grandezze fondamentali
Il Sistema Internazionale (SI) fissa le unità di misura di sette grandezze fondamentali: lunghezza,
massa, tempo, temperatura, quantità di materia, intensità di corrente elettrica, intensità luminosa. Da
queste si possono ricavare tutte le altre grandezze, dette perciò “derivate”.
Le unità di misura del SI sono state scelte in modo convenzionale e sono rispettivamente: metro (m),
kilogrammo (kg), secondo (s), kelvin (K), mole (mol), ampere (A), candela (cd).
Le grandezze derivate
Una grandezza derivata è una grandezza definita a partire da due o più grandezze fondamentali.
Il volume è lo spazio occupato da un corpo. Si misura in m3 nel SI.
La densità di una sostanza è data dal rapporto fra la sua massa e il suo volume e nel SI si misura in
kg/dm3; correntemente si usano i g/cm3.
La forza è l’agente fisico in grado di modificare lo stato di moto di un corpo (accelerandolo o frenandolo). Si misura in newton (N) nel SI.
L’energia è la capacità di un corpo di modificare l’ambiente circostante, cioè di produrre lavoro. Nel SI
si misura in joule (J).
La pressione rappresenta la forza che agisce sull’unità di superficie; nel SI si misura in pascal (Pa).
La valutazione di una misura: accuratezza e precisione
L’accuratezza di una misura, o di una serie di misure, rappresenta la sua distanza dal valore vero.
La precisione di una serie di misure ottenute nelle stesse condizioni di rilevamento indica quanto i valori
di quelle misure sono vicini fra loro.
L’errore assoluto di una serie di misure, quando non è noto il valore vero, è dato dalla differenza tra il
valore massimo e quello minimo divisa per due; l’errore relativo percentuale è dato dal rapporto tra
errore assoluto e valore medio moltiplicato per 100.
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Sezione A
Introduzione alla chimica
Verifiche di fine Unità
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Conoscenze
Il Sistema Internazionale
1. Il SI si basa su sette grandezze fondamentali.
V 
F

V 
F

2. Il prefisso M significa 10−3.
Le grandezze fondamentali e derivate del SI
3. La massa di un corpo determina la sua capacità
di opporsi a una forza esterna.
4. Il peso di un corpo è indipendente
dalla gravità del luogo in cui si trova.
5. Il volume nel SI si misura in m3.
6. La densità è il rapporto tra il volume
di un corpo e la sua massa.
7. Nel SI il joule è l’unità di misura della forza.
8. La temperatura di un corpo è una
sua proprietà estensiva.
V 
F

V 
F

V 
F

V 
F

V 
F

V 
F

9. Nel SI l’unità di misura fondamentale della temperatura è:
a. il grado centigrado  b. il grado Fahrenheit

c. il kelvin
 d. nessuno dei precedenti 
10. 1 newton corrisponde a:
a. 1 kg,? m−2 ? s

c. 1 kg ? m ? s−2

b. 1 kg ? m−1 ? s2
d. 1 kg ? m−2 ? s−2


11. Qual è l’unità di misura fondamentale del calore
nel Sistema Internazionale?
a. cal 
b. cd  c. J 
d. K 
Cifre significative. Accuratezza e precisione
12. Quando si esegue una misura, si devono
riportare due sole cifre incerte.
13. Il numero di cifre significative di una misura
dipende dalla sensibilità dello strumento usato.
14. L’accuratezza di una misura dipende
dall’eliminazione degli errori sistematici.
V 
F

V 
F

V 
F

Abilità
Le grandezze derivate del SI
Le grandezze e la loro misurazione
15. Un kilogrammo di tartufo pregiato costa 750 euro. Con
10 euro, quanti ettogrammi se ne possono acquistare?
a. 1,33 
b. 2,0 
c. 0,133 
d. 1,00 
Le grandezze fondamentali del SI
16. Il pianeta A ha una accelerazione di gravità più alta di
quella del pianeta B. Si può concludere che un corpo
di massa m avrà:
a. la stessa massa su entrambi, ma peso maggiore su B 
b. lo stesso peso su entrambi, ma massa maggiore su B 
c. la stessa massa su entrambi, ma peso maggiore su A 
d. lo stesso peso su entrambi, ma massa maggiore su A 
17. Quale dei valori seguenti corrisponde alla temperatura
più alta?
a. 1000 °F

b. 800 °C

c. 810 K

d. sono tutte uguali

18. 0 K corrispondono a:
a. 32 °F

c. −273 °C

b. 273 °C
d. −32 °F
19. Quattro corpi hanno il volume di seguito indicato.
Quale di essi è il più piccolo?
a. 1,2 L

b. 0,02 hL
c. 1500 mL

d. 5,3 dL
20. 15
corrispondono a:
a. 15 000 L

c. 15 000 000 cm3

m3
b. 15 000 dm3
d. sono tutte uguali
21. Se la densità dell’oro è 19,30 g/cm3, un cubetto
di questo metallo di lato 1,50 cm ha massa:
a. 19,30 g

b. 65,1 g
c. 12,87 g

d. 0,77 g
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







22. 1 kg di olio di oliva con densità 0,9200 g/cm3
occupa un volume pari a:
a. 920 cm3

b. 1000 cm3
3
c. 1087 cm 
d. 800 cm3


23. La densità di un liquido
a 20 °C è uguale a
1,025 g/cm3; 250,0 cm3
di quel liquido pesano:
a. 243,9 g

b. 256,2 g

c. 102,5 g

d. 500,2 g

24. Perché il ghiaccio galleggia
sull’acqua?
a. Perché è più freddo
b. Perché è meno denso
c. Perché, a parità di volume, ha massa maggiore
dell’acqua
d. Per nessuno dei motivi precedenti
25. Un cubetto di ghiaccio (densità circa 1 g/cm3)
su quale dei seguenti liquidi galleggia?
a. Acetone (0,792 g/cm3)
b. Alcol etilico (0,789 g/cm3)
c. Glicerina (1,26 g/cm3)
d. Benzene (0,879 g/cm3)
26. Quale dei seguenti metalli affonda nel mercurio
(13,2 g/cm3)?
a. piombo (11,3 g/cm3)
b. uranio (19,0 g/cm3)
3
c. ferro (7,87 g/cm ) 
d. cobalto (8,9 g/cm3)










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Descrivere i fenomeni
UNITÀ 2
27
Le grandezze estensive e quelle intensive
Le grandezze derivate del SI
27. Indica quale tra le seguenti è una proprietà estensiva:
a.temperatura

b.calore specifico

c.massa 
d.velocità

37. Quale è la quantità di calore che si deve somministrare
a 10,0 g di una sostanza il cui calore specifico vale
0,444 J ? g−1 ? K−1 perché la sua temperatura aumenti
di 50 °C?
Cifre significative. Accuratezza e precisione
28. Il risultato dell’operazione 1,55 − 1,2 è:
a. 0,35  b. 0,4  c. 0,3  d. 0,40 
38. Calcola a quante kilocalorie equivale una tonnellata
equivalente di petrolio.
29. La notazione scientifica corretta per il numero
0,0004730 è:
a.0,4730 ? 10−3

b.4,730 ? 10−4
−3
c.4,730 ? 10 
d.0,04730 ? 10−2
39. Metti in ordine crescente i seguenti valori di energia:
a.10 tep
b.1,0 ? 109 kcal
13
c.1,0 ? 10  cal
d.1,0 ? 1014 kJ
10
e.1,0 ? 10  kcal


30. Qual è il risultato dell’operazione 1550 J / 1,55 ? 103?
a.1,00 J

b.10 J

c.1,0 
d.1,0 J

31. Il risultato dell’operazione 1,55 − 1,2 è:
a.0,35

b.0,4
c.0,3

d.0,40


Quesiti e problemi
Le grandezze fondamentali del SI
32. Tenendo presente che lo spessore di una moneta da 1 euro
è di 2,0 mm, qual è il valore di una serie di tali monete che
messe una sopra l’altra formano una pila alta 10 cm?
33. Metti in ordine crescente i seguenti valori di temperatura:
a. −5 °C b. −10 °F c. 150 K d. 15 °C e. −15 °F
34. Metti in ordine crescente le seguenti misure di volume:
a.200 cm3 b.0,80 m3
c. 50 L
d.780 mL
e.18 000 mm3
35. Calcola la massa di 3,50 cm3 di ciascuno dei seguenti
materiali (fra parentesi la densità):
a.uranio (19,0 g/cm3) b. acetone (0,792 g/cm3)
c.alcol (0,789 g/cm3) d. olio di oliva (0,915 g/cm3)
36. Un corpo di 88 kg di massa che peso ha,
in newton, sulla Terra (accelerazione di gravità
9,81 m ∙ s−2)? Quale sarebbe invece il suo peso
su Marte, dove l’accelerazione di gravità vale
3,72 m ∙ s−2?
Cifre significative. Accuratezza e precisione
40. Arrotonda tutte le seguenti misure, in modo che siano
espresse con due sole cifre significative:
a.0,145
b.5,75
c.8,23
d.0,957
41. Riporta i seguenti valori nella corrispondente notazione
scientifica:
a.1200 (nessuno zero finale è significativo)
b.14 000 (gli ultimi due zero non sono significativi)
c.5000 (tutti gli zero sono cifre significative)
d.0,0045
42. Un anello pesa 10,32 g. Una serie di misure fatte dà
come media 10,45 g, con un errore assoluto di 0,05 g,
mentre un’altra serie, fatta con una diversa bilancia,
fornisce la media di 10,55 g, con un errore assoluto di
0,02 g. Quali considerazioni puoi fare?
43. Qual è l’errore relativo percentuale che si compie
se, misurando un oggetto di 2,75 m, si fa un errore
assoluto di 0,01 m?
44. La densità di un liquido è stata misurata quattro
volte, dando la seguente serie di misure, tutte in
g/cm3: 1,478; 1,485; 1,473; 1,486. Esprimi il risultato
in modo che evidenzi il valore medio e l’errore
assoluto.
Prova a esporre
45. Quali sono nel SI i prefissi per multipli e sottomultipli
di una grandezza?
Corpo di massa 88 kg
46. Distingui fra grandezze fondamentali e grandezze
derivate, facendo esempi di entrambe.
47. Descrivi le tre scale per la misura della temperatura,
i loro stati di riferimento e le formule per le
conversioni dei valori delle misure da una all’altra.
48. Quali sono le cifre significative di una misura?
49. Spiega che cosa significano i termini “precisione”
e “accuratezza” quando si parla di misure.
Peso sulla Terra
..............................................................
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Peso su Marte
..............................................................
50. In che modo si deve esprimere il risultato che proviene
da una serie di misure?
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