1. Conoscenze di base per le Scienze della Terra Il Lago Natron è un lago salino che si trova in Tanzania. Il suo bellissimo colore rosso non è dovuto a una bizzarra forma di inquinamento, ma deriva dalla presenza nell’acqua di carbonato di sodio, una sostanza chimica che si trova in certe rocce. Quando nella stagione asciutta le acque evaporano in abbondanza e la concentrazione di carbonato di sodio aumenta, proliferano anche i batteri che vivono sul fondo del lago, e che producono il caratteristico pigmento rosso. [U. Doering/Alamy] C’è differenza tra sostanze chimiche naturali e artificiali? Cerca la risposta nel paragrafo 5
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1. Conoscenze dibase per le Scienzedella Terra
Il Lago Natron è un lago salino che si trova in Tanzania. Il suo bellissimo colore rosso non è dovuto a una bizzarraforma di inquinamento, ma deriva dalla presenzanell’acqua di carbonato di sodio, una sostanza chimica che si trova in certe rocce. Quando nella stagione asciuttale acque evaporano in abbondanza e la concentrazione di carbonato di sodio aumenta, proliferano anche i batteriche vivono sul fondo del lago, e che producono ilcaratteristico pigmento rosso. [U. Doering/Alamy]
C’è differenza tra sostanze chimiche naturali e artificiali?
�Cerca la risposta nel paragrafo 5
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Fin dall’antichità gli esseri umani hanno osservato la naturae hanno cercato di carpirne i misteri. I primi, e più semplici,strumenti per raccogliere informazioni sul mondo sono sta-ti i sensi: il tatto, la vista, l’udito, il gusto e l’olfatto. E ancheil modo di comunicare le esperienze dei sensi era all’iniziomolto semplice.
Nel corso della storia, poi, gli studiosi hanno sviluppatostrumenti che potessero fornire informazioni e dati più affi-dabili di quelli che provengono dai sensi. Il linguaggio dellascienza è diventato così, almeno in parte, un linguaggio ma-tematico. Sia che ci apprestiamo a studiare la fisica, la chi-mica, la biologia o – come nel nostro caso – le scienze della
1. Dalla matematica: rapporti, percentuali, grafici
RapportiImmagina di comprare un regalodi compleanno per un amico – daparte tua e di altri due compagni– e di spendere 25 euro e 20 cen-tesimi. Per sapere quanto viene acostare a ciascuno di voi, devieseguire una semplice divisione:
25,20 : 3 = 8,40
Questa operazione è anche dettarapporto: la spesa di ciascun ami-co si ottiene come rapporto tra ilcosto totale del regalo e il nume-ro di amici che partecipano.
Spesso le formule che si in-contrano nello studio dellescienze sono scritte sotto forma
1 di rapporti. Per esempio, ve-drete più avanti che la velocitàlineare (v) di un corpo in movi-mento è data dal rapporto tralo spostamento (s) e il tempo (t)impiegato per compiere lo spo-stamento:
v = s : t
che si può scrivere anche:
v =st
n
d= r
n
d= r
Se teniamo fisso il denominatoree aumentiamo il numeratore ...
Se teniamo fisso il numeratore eaumentiamo il denominatore ...
ProporzioniSupponete di aver fatto unafoto digitale orizzontale (informato 3 : 2) e di volerla stam-pare in modo che abbia la stes-sa altezza della copertina di unblocco note che ha un’altezzadi 16 cm. Quale dovrà esserela base della fotografia?
La risposta a questa doman-da si può trovare utilizzandouna semplice proporzione,cioè l’uguaglianza di due rap-porti. Vediamo quali sono ipassaggi.
Il rapporto tra base e altez-za della foto digitale è lo stessoanche nella foto stampata. L’u-
2 guaglianza dei due rapporti è:
che più in generale si scrive:
oppure
a : b = c : d
La proprietà fondamentaledelle proporzioni dice che «ilprodotto dei medi è uguale alprodotto degli estremi»:
a × d = b × c
a=
cb d
base (foto dig.) =altezza (foto dig.)
base (foto stamp.)
altezza (foto stamp.)
a: b= c: d
Questa proprietà si può utiliz-zare per ricavare un valore in-cognito. Nel caso della foto:
altezza (foto dig.) × base (foto stamp.) == base (foto dig.) × altezza (foto stamp.)
ovvero:
2 × base (foto stamp.) = 3 × 16 cm
e cioè
2 × base (foto stamp.) = 48 cm
da cui si ricava che la base del-la foto stampata dovrà esseredi 24 cm (48 cm : 2).
... aumenta anche il risultato del rapporto.
... il rapporto invecediminuisce.
numeratore
denominatore
... è uguale al prodottodegli estremi (a × d).
Il prodotto dei medi(b × c) ...
Q U E S I T I1 Prova a scrivere una proporzionee verificane la validità controllan-do se il prodotto dei medi è ugualea quello degli estremi.
2 Il raggio medio della Terra(6371 km) sta a quello del pianetaGiove come il raggio di una biglia(1 cm) sta al raggio di un palloneda calcio (11 cm). Quanto vale ilraggio medio di Giove?
LEGGI L’IMMAGINE3 Se a vale 9 e d vale 42, trova duecoppie di valori per b e c per i qualila proporzione sia valida:
b .......... c ..........
b .......... c ..........
Q U E S I T I1 Per aumentare il valore della ve-locità v devo aumentare ...... oppu-re diminuire ......
2 Nell’esempio del regalo che cosabisogna fare se si vuole diminuire laspesa per ciascun amico?
I graficiUn modo intuitivo per esprime-re frazioni e percentuali è quellodi usare i grafici a torta. Nellescienze si utilizzano molti tipidiversi di grafico, a seconda del-le informazioni che si voglionomettere in evidenza. Per esem-pio in questo libro vedrete spes-so dei diagrammi cartesiani. So-no grafici che mostrano comevaria una grandezza il cui valo-re è indicato su un asse verticale(asse y o asse delle ordinate), alvariare di una grandezza il cuivalore è indicato su un asseorizzontale (asse x o asse delleascisse). Ogni punto del graficoè determinato da una coppia divalori, uno per l’asse x e unoper l’asse y.
Collegando i punti si ottieneuna linea spezzata che fornisceuna raffigurazione dell’anda-mento del fenomeno (ad esem-pio come variano le temperaturemassime mensili durante l’anno,a Milano).
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Se vogliamo confrontare fraloro i valori che assume unastessa grandezza in situazionidiverse è utile invece usare ungrafico a barre. Ad esempio,per confrontare le emissioni dianidride carbonica di diversipaesi, posso porre su un asse inomi dei paesi in esame e a cia-scuno associare una colonna (o«barra») alta quanto il valorecorrispondente di emissioni (ri-portato sull’altro asse).
Frazioni e percentualiI rapporti servono anche adesprimere frazioni e percentualidi un insieme. Circa 1/5 dell’a-ria sulla Terra è costituita da os-sigeno. Questa stessa informa-zione può essere espressa comepercentuale: l’ossigeno costitui-sce circa il 20% dei gas checompongono l’aria. La percen-tuale è un particolare tipo dirapporto che ha come denomi-
3 natore 100. Il valore 20% si puòscrivere anche così:
= 0,20
Quando ci viene fornita unapercentuale riferita a un nume-ro preciso, possiamo costruireuna proporzione. Per esempio,se in un campione di roccia chepesa 3 kg il 40% in peso è co-stituito da ferro, la proporzio-
20100
ne si imposta tenendo contoche il 40% corrisponde al ferro(di cui non conosciamo il peso)e il 100% a tutta la roccia (chepesa 3 kg).Quindi scriveremo:
40 : x = 100 : 3
e cioè:
x = = 1,2 kg.40 × 3100
Stati Uniti
Miliardi di tonnellate di anidride carbonica emessi nel 2005
Cina Ue Russia India Giappone0
1
2
3
4
5
6
Q U E S I T I1 Il Mar Tirreno contiene una per-centuale di sali pari mediamente al3% in peso. Quanti kg di sali sonocontenuti in 30 kg d’acqua di mare?
2 L’azoto costituisce circa 4/5 del-l’aria sulla Terra. A che percentualecorrisponde questa frazione?
Q U E S I T I1 Quale tipo di grafico è più adattoper rappresentare le percentuali?
LEGGI L’IMMAGINE2 In quale mese dell’anno è statopiù caldo a Milano?
azoto (78%)
argon (0,9%)
ossigeno (21%)
anidride carbonica e altri gas (0,1%)
L’area della tortarappresenta il100%; le singolepercentuali sonorappresentate confette di colore di-verso e ampiezzaproporzionale.
Terra, dobbiamo quindi sapere utilizzare gli strumenti dellamatematica.
In questo paragrafo, al quale potrete ritornare – anche infuturo – quando avrete dei dubbi, prenderemo in esame, orichiameremo alla memoria, concetti come i rapporti, leproporzioni, le percentuali. Di questi concetti gli scienziatisi servono spesso, per fare confronti o paragoni. Inoltre ri-passeremo come interpretare i grafici e i dati che essi con-tengono.
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AnimazioneI grafici [2:00]
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 33
Nelle scienze i numeri in gioco possono essere molto grandi,come per le distanze tra le stelle, o molto piccoli, come per ledimensioni di certi microrganismi. In questi casi scrivere i va-
lori nel modo tradizionale può risultare scomodo e crearegrandi difficoltà: potremmo dover riempire di zeri righe inte-re di quaderno! È per questo motivo che si usano i multipli e i
2. Dalla matematica: multipli, sottomultipli, angoli
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra4
Potenze di 10 e notazione esponenzialeCapita a volte di utilizzare nume-ri molto grandi o molto piccoli.Ad esempio, la distanza mediatra la Terra e il Sole corrispondea circa 149 600 000 000 m (metri)mentre il diametro dei batteripiù piccoli è di 0,00000001 m.
Entrambe le grandezze sonoscomode da scrivere, ma c’è unmodo per condensare questi nu-meri sfruttando le potenze di 10.Ricapitoliamo che cosa sono.
Posso scrivere:– 10n = 10 × 10 × … × 10 (n vol-te) se n (che è detto esponente) èpositivo,– 100 = 1 se l’esponente è zero,
– 10–n = = 0,00 ... 01
(con n zeri, compreso quelloprima della virgola) se l’espo-nente è negativo.
Esiste una regola per ricorda-re più facilmente: il risultato diuna potenza di dieci contiene
110n
2 un numero di zeri uguale all’e-sponente. Per esempio:
104 = 10 000 (4 zeri)10–3 = 0,001 (3 zeri)
Tutti i numeri si possono rap-presentare come il prodotto diun numero compreso tra 1 e 9 euna potenza in base dieci:
1500 = 1,5 × 103
0,05 = 5 × 10–2
Con questo metodo, noto comenotazione esponenziale, la di-stanza media tra Terra e Sole è
1,496 × 1011 me il diametro del batterio invece
1 × 10–8 mPer lavorare con la notazioneesponenziale è utile ricordaredue proprietà delle potenze: lamoltiplicazione:
10m × 10n = 10m+n
e la divisione:10m : 10n = 10m–n
Per poter sommare o sottrarrepotenze in base dieci non si devo-no sommare o sottrarre gli espo-nenti. Occorre prima portare en-trambi i termini alla stessa poten-
Il kilometro è un multiplo delmetro, cioè un metro moltiplica-to per 10 un certo numero di vol-te (in questo caso 1000 metri).
Un multiplo di un numero a èun numero b ottenuto dalla mol-tiplicazione di a per un numerointero. Per esempio 12 è un mul-tiplo di 3, perché si ottiene mol-tiplicando 3 per 4; ma è ancheun multiplo di 1, di 2, di 4 e di 6.Viceversa, un sottomultiplo diun numero a è un numero interob per cui a è divisibile: per esem-pio 1, 2, 3, 4 e 6 sono sottomulti-pli di 12.
In scienze, e non solo, occu-pano una posizione privilegiatai multipli e i sottomultipli del10, come abbiamo visto per ilcaso di metri e kilometri, unitàdi misura di distanze.
È frequente avere a che farecon i multipli e i sottomultiplidelle unità di misura, perchéconsentono di usare numeri
«comodi»: per esempio scrive-remo 170 km (kilometri) anzi-ché 170 000 m (metri).
Le equivalenze tra le unità dimisura e i loro multipli e sotto-multipli sono regolate dalle po-tenze di dieci. Ad esempio, 1km corrisponde a 103 m. 1 cm(centimetro) corrisponde inve-ce a 10–2 m, e di conseguenza 1m corrisponde a 102 cm.
Nelle unità di misura, multi-pli e sottomultipli si indicano fa-cendo precedere un prefisso al-l’unità fondamentale (es. gram-mo, kilogrammo, decigrammo).
Multipli e sottomultipliIn autostrada vi sarà capitato dileggere su un cartello che manca-no alcuni kilometri a un’uscita.
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Q U E S I T I1 La luce percorre in un secondo cir-ca 300 000 km. Scrivi il numero in no-tazione esponenziale.
2 Il raggio di un atomo d’idrogeno ècirca 0,00000000001 m. Scrivi il nu-mero in notazione esponenziale.
Q U E S I T I1 A quanti metri corrispondono55,2 centimetri?
2 E a quanti millimetri?
za e poi sommare o sottrarre lebasi. Ad esempio, la sottrazione:
8 × 108 – 4 × 107
deve essere trasformata in:8 × 108 – 0,4 × 108
dalla quale si ottiene:(8 – 0,4) × 108 = 7,6 × 108
sottomultipli del 10 nei sistemi di unità di misura, ed è per lastessa ragione che vengono introdotte le potenze di 10 e la lo-ro notazione esponenziale anche detta notazione scientifica.
In questo libro ci saranno utili inoltre alcune conoscenze digeometria, che richiamiamo in breve: gli angoli e i concetti a lo-ro collegati di ortogonalità e parallelismo.
� VEDI ANCHE…
AnimazioneGli angoli e la loro misura [2:30]
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 5
AngoliSe tracciamo su un piano (peresempio un foglio) due semiret-te con l’origine in comune (due
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Angolo generico 35° 15’ 20’’
Angolo giro (semirette coincidenti) 360°
Angolo nullo (semirette coincidenti) 0°
Angolo piatto (semirette opposte) 180°
Angolo retto (metà angolo piatto) 90°
O
O
O
O
O
Rette ortogonali (o perpendicolari)
Retta ortogonale a un piano
Piani ortogonali
Rette parallele
Retta parallela a un piano
Piani paralleli
Parallelismo e ortogonalità Se con il righello tracciamodue rette su un foglio, si pos-sono verificare tre diverse si-tuazioni:– le rette s’intersecano in un
punto;– le rette non hanno punti in
comune;– le rette hanno tutti i punti
in comune, cioè sono so-vrapposte.
Due rette del piano si diconoortogonali o perpendicolari ses’intersecano formando 4 ango-li retti. Sono perpendicolari lerette che su una mappa con-giungono Nord e Sud, Est eOvest, le righe e le colonne diun quaderno a quadretti, i laticontigui di un rettangolo. Se in-vece le rette non hanno punti incomune sono dette parallele.
Sono paralleli i binari deltreno, le linee che delimitanouna carreggiata, i lati oppostidi un rettangolo.
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Q U E S I T I1 A quanti secondi equivale ungrado?
2 A che frazione di angolo giroequivale la somma di 3 angoli retti?
LEGGI L’IMMAGINE3 Quanto vale la somma di un an-golo retto e un angolo piatto?
Q U E S I T I1 Consideriamo un piano e una rettaortogonale al piano. In che relazionesono le rette del piano con la rettaperpendicolare ad esso?
LEGGI L’IMMAGINE 2 Che relazione c’è tra rette orto-gonali a piani paralleli?
3 E tra rette parallele a piani orto-gonali?
I concetti di parallelismo eortogonalità si possono esten-dere a un piano e a una rettaesterna al piano, o a due piani,come mostrato in figura.
linee che partano dallo stessopunto), queste dividono il pia-no in due parti. Ciascuna parte(che nella figura è indicata con
un colore diverso) individua unangolo.
In questo libro gli angoli sonomisurati in gradi: il grado (°) è
definito come la 360-esima partedell’angolo giro. Si usano anche isottomultipli del grado: la 60-esima parte di un grado è dettaprimo (�) e la 60-esima parte delprimo è detta secondo (�).
Un angolo che misuri 90° (1/4dell’angolo giro) è detto angoloretto. Un angolo si dice acuto se èminore di un angolo retto, ottusose è maggiore.
Sarete d’accordo sul fatto che è impossibilestabilire se è più buona una mela o una pera,ma è invece possibile stabilire se una mela pe-sa più di una pera. La massa, a differenza dellabontà, è una grandezza fisica con una precisaunità di misura (il grammo).
Nel corso della storia, ogni popolo ha defini-to in modo diverso le proprie unità di misura.
Con l’aumento dei commerci e delle comunica-zioni, si è capito che era necessario definire leunità di misura delle singole grandezze univo-camente, con regole precise.
Per lo studio delle materie scientifiche èfondamentale conoscere grandezze e unità dimisura, e usare quelle indicate come valideper tutti dal Sistema Internazionale.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra6
Misurare le grandezzeLe grandezze d’interesse per lascienza sono quelle che è possibi-le misurare. Grandezze come ladistanza e il tempo sono misura-
1
Il Sistema InternazionaleLa comunità scientifica interna-zionale, tra tutte le possibiligrandezze fisiche, ne ha indivi-duate sette che ha definito comegrandezze fondamentali: la lun-ghezza, la massa, il tempo, lacorrente elettrica, la temperatu-ra, la quantità di sostanza e l’in-tensità luminosa.
Vedremo che dalla combina-zione delle sette grandezze fon-damentali si possono ricavaretutte le grandezze usate in scien-ze della Terra, ma anche in fisi-ca, chimica e biologia.
Negli Stati Uniti d’Americale distanze spesso sono misurate
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0 m
50 m
metro
mole
m
mol
Grandezzafisica
lunghezza
quantità disostanza
l
n
Nome dell’unitàdi misura
Simbolo dell’unitàdi misura
Simbolo dellagrandezza
kilogrammo kgmassa m
secondo stempo t
ampère Acorrenteelettrica
l
kelvin Ktemperatura T
candela cdintensitàluminosa
iv
bili: è possibile stabilire, per mez-zo di appositi strumenti (un ri-ghello, un cronometro), quantevolte una specifica unità di misu-ra (il metro, il secondo) è conte-nuta in ciascuna grandezza.
Il risultato di queste misure èuna quantità dimensionata, cioèun numero che moltiplica un’u-nità di misura: ad esempio, unapiscina olimpionica è lunga 50 m,dove m indica il metro. Il numero
50 rappresenta una quantità adi-mensionata: è l’unità di misura ma specificare che quel numerorappresenta una lunghezza. Direche una piscina è lunga 50 m si-gnifica dire che l’unità di misuradi lunghezza – il metro – è conte-nuta 50 volte nella lunghezza del-la piscina.
Questo dato è significativo perla scienza perché è possibile con-frontarlo con il risultato ottenutocon altre misure di lunghezza.
in miglia e non in kilometri co-me in Italia: miglia e kilometrisono due diverse unità di misu-ra della lunghezza.
Per convenzione, dal 1960, aognuna delle sette grandezze fisi-che fondamentali sono stati asse-gnati un simbolo e un’unità di mi-sura. Il sistema fondato su questeunità di misura è noto come Si-stema Internazionale (SI).
Q U E S I T I1 La misura di una distanza non èsempre possibile con un semplicerighello. Come misureresti la di-stanza dalla tua casa alla scuola?
LEGGI L’IMMAGINE2 Quanti metri restano da percor-rere al nuotatore per raggiungerela sponda opposta?
3 Che operazioni hai eseguito perottenere la misura?
Q U E S I T I1 Qual è l’unità di misura che nor-malmente usi per indicare la tem-peratura?
2 Quali sono i multipli e i sottomul-tipli del metro e del kilogrammo?
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 7
Unità di misura perle distanze astronomicheQuando si vogliono esprimerele distanze tra i pianeti e oquelle che separano le stelle,anche l’utilizzo dei multiplidel metro diventa scomodo,perché i numeri sono davveromolto grandi.
Per esempio, la distanzamedia tra la Terra e il Sole vale149,6 Gm (1,496 × 1011 m),
3 eppure, tra quelle astronomi-che, è una delle distanze piùpiccole!
Si è deciso di ovviare a que-sta scomodità definendo unanuova unità di misura dellalunghezza: l’unità astronomica(U.A.), la quale corrispondeproprio a 1,496 × 1011 m.
Per esprimere poi distanzesensibilmente più grandi, èstata introdotta una seconda
1 U.A. = 149 600 000 km
La distanza Terra-Sole
TerraSolecentro dellaGalassia
100 000 a.l.
27 000 a.l.
Sistema solare
Le distanzenella nostra galassia
Definizionedell’unità
di misura SI
Simbolodell’unitàdi misura
1 N = 1 kg • m/s2
1 Pa = 1 N/m2
1 J = 1 N • m
1 W = 1 J/s
1 C = 1 A • s
Grandezzafisica
area
volumedensità o massa
volumicaforza
pressioneenergia, lavoro,
calorevelocità
accelerazione
potenza
carica elettrica
Nomedell’unitàdi misura
metro quadro
metro cubokilogrammo
al metro cubonewton
pascal
joule
watt
metri al secondometri al secondo
quadrato
coulomb
m2
m3
kg/m3
N
Pa
J
m/s
m/s2
W
C
Ragionare con gli ordini di grandezzaÈ molto importante avere sem-pre un’idea approssimativa del-le misure delle grandezze di cuici occupiamo: dobbiamo sape-re, per esempio, che la distanzamedia tra gli atomi di un dia-mante è circa 10–10 m, mentre ilraggio medio della Terra è circa107 m, proprio come sappiamoche un’automobile può costarecirca 20 000 euro mentre unapizza ci costerà circa 5 euro.
In altre parole, dobbiamosaper ragionare utilizzando gliordini di grandezza.
L’ordine di grandezza di unnumero è la potenza di dieci
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Unità di misura derivateAbbiamo appena visto che la ve-locità della luce è pari a 300 000km/s. La velocità è un esempio digrandezza derivata, ottenuta dal-la divisione di una lunghezza peril tempo (torneremo nel prossi-mo paragrafo sull’argomento).
Le grandezze derivate, equindi le loro unità di misura, siottengono dalla combinazionealgebrica (moltiplicazioni e divi-sioni) delle grandezze fonda-mentali.
4 Le unità di misura delle gran-dezze derivate si possono sempreesprimere in funzione delle unitàdel SI; per esempio, l’unità di mi-sura della carica elettrica, il cou-lomb (C) si ottiene dalla moltipli-cazione di ampère (A) e secondo(s): 1 C = 1 A × s.
più vicina a quel numero, di cuicostituirà quindi una buona ap-prossimazione.
diametro della nostra Galassiadistanza Terra-Luna
distanza Lecce-Torino
massa del Sole
massa della Terra
massa di un uomo
massa dell’atomo di idrogeno
Tipo di grandezza
Ordine di grandezza
Grandezza
1017 s
10-8 s
1021 m108 m106 m
10-10 m
1033 g
1027 g
105 g
10-24 g
109 s103 s
età dell’Universo
TEMPO
DISTANZA
MASSA
durata della vita di un uomodurata di una partita di calcio
tempo che impiega la lucead attraversare una stanza
distanza tra gli atomidi un diamante
Q U E S I T I1 È più lungo un anno-luce o unaunità astronomica?
LEGGI L’IMMAGINE
2 Quante unità astronomiche distail Sistema solare dal centro dellaGalassia?
Q U E S I T I1 Come si definisce nel SI il new-ton?
LEGGI L’IMMAGINE 2 Qual è l’unità di misura dell’ener-gia?
Q U E S I T I1 Di che ordine di grandezza è l’a-rea della tua camera?
2 E la massa di un’automobile uti-litaria?
LEGGI L’IMMAGINE3 Di quanti ordini di grandezza dif-feriscono la massa del Sole e quelladella Terra?
4 E di quanto differisce la distanzaLuna-Terra dalla lunghezza del dia-metro della nostra Galassia?
unità di misura: l’anno-luce(a.l.), che corrisponde alla di-stanza percorsa dalla luce inun anno.
Considerando che la luce nelvuoto si muove alla velocità dicirca 300 000 km/s e che in unanno ci sono 31 536 000 secon-di, la luce in un anno percorrecirca 9461 miliardi di kilome-tri. Questo valore corrispondeappunto a un anno-luce.
Per esempio, la distanza me-dia della Luna dalla Terra mi-sura 384 400 km, ovvero 3,844
� 108 m. Ecco perché l’abbia-mo indicato come una lunghez-za dell’ordine di 108 m.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra8
Molte sono le grandezze fisiche che useremo inquesto libro. Alcune, come la lunghezza e iltempo, sono semplici da comprendere e da uti-lizzare. Altre, come la massa, il peso, la den-sità, la pressione, la temperatura e il calore, so-
4. Dalla fisica: alcune grandezze che ci serviranno� VEDI ANCHE…
Massa e pesoQuando lanci una palla avvertidi stare esercitando una forza,perché compi uno sforzo mu-scolare. Forza è anche quella chel’acqua esercita sulle pale di unmulino o quella che risentono glioggetti di ferro attirati da unacalamita. In fisica il concetto diforza è associato a una variazionedi velocità, cioè a un’accelerazio-ne. In formule:
F = m × adove F è la forza, a l’accelerazionee m la massa. La forza si misura innewton con uno strumento dettodinamometro, costituito da unamolla racchiusa in un cilindrograduato.
La massa la cui unità di misu-ra è il kilogrammo è definita co-me la quantità di materia di uncorpo che si può misurare conuna bilancia a due piatti. Su unpiatto si pone l’oggetto di cui sivuole conoscere la massa e sull’al-tro si mettono campioni di massa
2 nota, finché si raggiunge l’equili-brio. La massa è una proprietàcaratteristica dei corpi e quindinon cambia anche se cambia illuogo in cui si compie la misura:una bilancia in equilibrio sullaTerra lo è anche sulla Luna.
Il peso di un corpo, invece, èla forza che risulta dall’effettodella forza di gravità (responsabi-le della tendenza degli oggetti acadere verso il basso) sulla massadel corpo. L’accelerazione di gra-vità è diversa da luogo a luogo(sulla Luna è sei volte più bassache sulla Terra) e quindi il peso diun oggetto varia in modo corri-spondente. Sulla Luna, un astro-nauta si sente più leggero, anchese la sua massa è rimasta la stessa.
Il peso P si misura in newtoned è proporzionale alla massa m eall’accelerazione di gravità g:
P = m × g.Le bilance pesapersone in realtàsono dinamometri: una personadi massa 60 kg sulla Terra dovreb-
vm =
dove Δ (si legge delta) indica lavariazione.
Poiché nel SI le unità di misuradi spazio e tempo sono, rispetti-vamente, metro e secondo, la ve-locità si esprime in m/s. Sul tachi-metro delle automobili leggete in-vece la velocità espressa in kilo-
ΔsΔt
be leggere sul display della sua bi-lancia 588 N. Poiché però il valo-re dell’accelerazione di gravità g ècostante (9,8 m/s2), le scale dellebilance pesapersone sono taratein kilogrammi: la misura del pesoin newton è divisa per g. In talmodo queste bilance esprimonodirettamente il valore della massa.
Velocità e accelerazioneVelocità e accelerazione sonograndezze fisiche di cui haiesperienza diretta. La velocitàesprime la relazione tra uno spo-stamento e il tempo necessarioper effettuarlo. La velocità media(vm) è il risultato del rapporto tralo spazio (s) percorso e il tempo(t) impiegato per percorrerlo:
1
kg
sulla Luna
sulla Terra
kg
metri all’ora (km/h). Per passareda un valore di velocità espressoin km/h al valore equivalente inm/s, è sufficiente dividere per 3,6.
La velocità di propagazionedella luce nel vuoto è costanteed è pari a 3 × 108 m/s, ma innatura per lo più i corpi hannovelocità che variano nel tempo.
Per esempio una persona checorre parte da ferma, poi aumen-ta la velocità, rallenta e infine siferma: in ogni istante ha una velo-cità diversa. Questa variazione divelocità nel tempo viene espressadall’accelerazione, che è il rap-porto tra la variazione di velocitàe l’intervallo di tempo:
am = ΔvΔt
Nel SI, l’accelerazione si espri-me in m/s2. Quando la velocitàaumenta, l’accelerazione è posi-tiva; se la velocità diminuisce,l’accelerazione è negativa. An-che l’accelerazione, come la ve-locità, può essere costante o puòvariare nel tempo. Ad esempio,se lasciamo cadere un oggettoda una certa altezza, la sua ve-locità cresce con un’accelera-zione costante g = 9,8 m/s2, cheè l’accelerazione di gravità do-vuta all’attrazione della Terra.
Q U E S I T I1 Osserva il primo diagramma: comerappresenteresti il moto di un corpoche si muove con velocità costanteper un certo tempo, poi si ferma e re-sta in quiete gli istanti successivi?
Q U E S I T I1 Sul pianeta Marte l’accelerazionedi gravità è pari a circa 1/3 di quellasulla Terra. Come varierebbe il tuopeso sulla superficie marziana?
LEGGI L’IMMAGINE
2 Le masse campione in figura so-no tutte uguali. Quanti kilogrammivale ciascuna di esse?
no usate altrettanto comunemente, anche inambito non scientifico, ma non sempre nel mo-do corretto. In questo paragrafo cercheremo didefinirle da un punto di vista operativo, perchésia chiaro il significato fisico di ciascuna di esse.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 9
273,15
-273,15 0
0
100
100
200
200
-200
-100
300
300
400
500
scala Celsius scala kelvinEnergia, calore
e temperaturaAvrete sentito parlare di energiasolare, geotermica, idroelettri-ca: è importante sapere cosa siintende con il termine energia.L’energia è la capacità di uncorpo di eseguire lavoro e tra-sferire calore. Energia e calore,infatti, hanno la stessa unità dimisura nel SI: il joule (J).
1 J = 1 N × m = 1
Il calore, quindi, è una moda-lità di trasferimento dell’ener-gia da un corpo caldo a un cor-
kg × m2
s2
5 po freddo, che dipende anchedalla massa dei corpi coinvolti.
Quando usiamo un termo-metro per sapere quale dei duecorpi è più freddo, non misu-riamo né l’energia né la quan-tità di calore (che si misura conuno strumento detto calorime-tro), ma la sua temperatura,cioè lo stato che dipende dall’a-gitazione (termica) delle parti-celle che lo costituiscono.
La temperatura è una gran-dezza fondamentale e la suaunità di misura nel SI è il kelvin(K). È molto comune anche l’u-so della scala Celsius, o centi-
grada (°C), in stretta relazionecon la scala kelvin; un kelvincorrisponde a un grado centi-grado, ma a 0 °C corrisponde ilvalore di 273,15 K. Quindi perricavare la temperatura in kel-vin conoscendo quella in gradiCelsius si applica l’equazione:
T (K) = t (°C) + 273,15
DensitàPrendiamo tre bottiglie con lostesso volume (per esempio 1 li-tro) e riempiamole con sostanzediverse: la prima con acqua, la se-conda con olio e l’ultima con sab-bia. Se misuriamo le tre masse conuna bilancia a piatti uguali trove-remo valori diversi. Un litro di
3
gare questo fenomeno dobbia-mo introdurre una nuova gran-dezza derivata: la pressione(p), che esprime il rapporto tra
una forza (F), in questo caso laforza-peso, e la superficie (S)su cui essa viene esercitata:
p =
Con gli sci il nostro peso si di-stribuisce uniformemente suuna superficie maggiore e quin-di la pressione che il nostro cor-po esercita sulla neve è minore;dunque non sprofondiamo.
Nel SI l’unità di misura dellapressione è il pascal (Pa), pari aun newton (N) per m2:
1 Pa = = 1 kg × m–1 × s–21 N1 m2
FS
Oltre al pascal, sono usate anchealtre unità di misura, come l’at-mosfera, (1 atm = 101325 Pa), ilmillimetro di mercurio (1 mmHg = 133,322 Pa) e il millibar(1 mbar = 100 Pa). Un’atmo-sfera corrisponde alla pressio-ne dell’aria al livello del mare.
PressionePerché sugli sci non si affondamentre camminando nella ne-ve con gli scarponi sì? Per spie-
4
acquaolio
sabbiaacqua
olio
sabbia
Acqua, olio e sabbia hanno diffe-renti densità. 1 kg di sabbia occu-pa un volume minore rispetto ad 1kg d’olio. Questa differenza fa sìche se versiamo in un bicchiered’acqua olio o sabbia, il primo gal-leggia e la seconda si deposita sulfondo. Una differenza di densitàsta anche alla base del galleggia-
Q U E S I T I1 A quanti mbar equivale 1 atm?
2 Se lo sciatore ha una massa di 80kg e la superficie complessiva deglisci è 0,30 m2, quanto vale la pres-sione che egli esercita sulla neve?
Q U E S I T I1 Perché l’energia e il calore hannola stessa unità di misura?
LEGGI L’IMMAGINE2 A che valore equivale in kelvin latemperatura di 25 °C?
Q U E S I T I1 Fai l’esempio di sostanze o di og-getti di uso quotidiano che hannodensità tra loro molto diverse. Cometi accorgi della differenza?
LEGGI L’IMMAGINE 2 Perché la differenza di livello fra ipiatti della bilancia è più accentuataquando si pesano sabbia e olio?
sabbia ha una massa ben superio-re rispetto a un litro d’acqua od’olio. Analogamente un litro d’o-lio ha una massa inferiore rispettoa un pari volume d’acqua. Il rap-porto tra la massa m di una so-stanza e il volume che occupa de-finisce la densità d della sostanza:
d = m/V
mento dei cubetti di ghiaccio nel-l’acqua o degli iceberg nell’ocea-no. A differenza di tutte le altresostanze, l’acqua allo stato solido(ghiaccio) è meno densa che allostato liquido, quindi galleggia.
Nel SI l’unità di misura delladensità è kg/m3. Talvolta vieneespressa anche in g/cm3 e, per igas – considerando che 1 dm3 èpari a un litro (L) – in g/L.
Guardandoci intorno possiamo osservare un numero enormedi sostanze diverse: esse sono talmente numerose che è diffi-cile immaginare che cos’abbiano in comune. Eppure, questagrandissima varietà di sostanze è il risultato della combina-zione di alcune minuscole particelle di materia, tutte moltosimili tra loro: gli atomi.
In natura esistono 92 tipi diversi di atomi e a ciascun tipo
corrisponde un elemento; per esempio, sono elementi il car-bonio, l’ossigeno, il ferro, l’oro. Ma esistono anche elementiricavati in laboratorio, perciò gli elementi conosciuti sonopiù di un centinaio.
Gli atomi di un elemento sono in genere identici tra loro(vedremo nel paragrafo 6 che ci possono essere alcune «va-rianti»), ma sono diversi dagli atomi degli altri elementi.
5. Dalla chimica: atomi, molecole, elementi e composti
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra10
Gli atomi e la loro strutturaIl nome atomo viene dal grecoàtomos, che vuol dire indivisibi-le. In realtà l’atomo è costituitoda particelle ancora più piccole(dette subatomiche): i protoni, ineutroni e gli elettroni. Protoni eneutroni hanno massa confron-
1 tabile (1,67 � 10�27 kg) ma di-versa carica elettrica: un proto-ne ha carica positiva (unitaria),mentre il neutrone ha caricanulla. Gli elettroni possiedonoinvece una carica unitaria nega-tiva e una massa molto più pic-cola (9,1 � 10�31 kg).
Poiché l’atomo è elettrica-
Gli ioniInteragendo con un altro ato-mo o con una fonte di energia,un atomo può invece perdere oacquistare uno o più elettroni ediventare così elettricamentecarico: in tal caso non si parlapiù di atomo, ma di ione.
Uno ione negativo, o anione,possiede uno o più elettroni inpiù rispetto a quelli previsti dalnumero atomico; uno ione po-sitivo, o catione, ha uno o piùelettroni in meno rispetto al nu-mero atomico. Ad esempio,uno ione sodio Na+ è un atomo
2 di sodio che ha perso un elet-trone dal livello più esterno co-me si vede dalla figura, che rap-presenta in modo schematico ilivelli energetici occupati del-l’atomo di sodio e del suo ione.
mente neutro, protoni ed elet-troni devono esservi presentiin egual numero. Il numero diprotoni, come vedremo, è ca-ratteristico di tutti gli atomi diuno stesso elemento: si chiamanumero atomico e si indica conZ. Per esempio, tutti gli atomidi idrogeno hanno un solo elet-trone e un solo protone (Z=1);tutti gli atomi di carbonio han-no sei elettroni e sei protoni(Z=6). Ogni numero atomicoindividua pertanto uno specifi-co elemento chimico.
Il numero di protoni più il nu-mero di neutroni costituisce in-vece il numero di massa atomica(A) di un elemento.
Protoni e neutroni compon-gono il nucleo, mentre gli elet-troni si muovono attorno in re-gioni di spazio ben definite echiamate orbitali. Ogni orbitalepuò ospitare al massimo dueelettroni e corrisponde a uncerto livello energetico, deter-minato dalla teoria della mec-canica quantistica. L’orbitalepiù vicino al nucleo è associato
al livello energetico più bassoed è il primo a essere occupato;seguono quattro orbitali del se-condo livello. Per riempire iprimi due livelli energetici, al-lora, sono necessari 10 elettroni(2 nel primo livello e 8 nel se-condo). Questa situazione cor-risponde all’elemento conZ=10, che è il Neon. In genera-le i livelli energetici dal secon-do in poi possono contenere almassimo 8 elettroni.
In sintesi, gli elettroni di unatomo occupano gli orbitali apartire dal livello meno energe-tico a salire: più alto è il nume-ro atomico Z dell’elemento, piùorbitali vengono riempiti.
Q U E S I T I1 Il nucleo dell’atomo di azotocontiene sette protoni e sette neu-troni. Quanto valgono il suo nume-ro atomico Z e il suo numero dimassa atomica A?
LEGGI L’IMMAGINE2 In figura sono schematizzati gliorbitali occupati di un atomo di Litio(Z = 3). Gli orbitali sono pieni?
Q U E S I T I1 Il litio ha 3 protoni. Quanti elet-troni ha il catione Li+?
LEGGI L’IMMAGINE2 Se l’atomo di sodio perdesse duedei suoi elettroni, come cambiereb-be la figura?
Negli schemi e nelle formule della chimica, ogni elemen-to è rappresentato da un simbolo, che deriva dall’iniziale (oda due lettere) del suo nome; per esempio si usa C per indi-care il carbonio, O per l’ossigeno, Fe per il ferro, Au perl’oro (dal latino aurum).
All’interno dell’atomo ci sono delle particelle ancora piùpiccole: gli elettroni, i protoni e i neutroni. Le interazionitra queste particelle spiegano la tendenza degli atomi aunirsi e formare le molecole oppure a trasformarsi in ioni,cioè atomi elettricamente carichi.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 11
Le molecoleLa varietà delle sostanze che cicirconda non si può spiegaresolo con il centinaio di elemen-ti conosciuti in natura: è neces-sario ipotizzare che gli atomi sipossano combinare tra loro performare nuove entità.
In particolare, si definiscemolecola la più piccola frazionedi una sostanza che ne conservatutte le caratteristiche chimiche.Una molecola può essere forma-ta da due o più atomi di unostesso elemento, o da due o piùatomi di elementi diversi. Inquesto secondo caso, gli ele-menti sono sempre presenti nel-le stesse proporzioni: una mole-cola d’acqua, per esempio, è
3 sempre formata da un atomo diossigeno e due di idrogeno.
Le proprietà di una sostan-za non dipendono solo dallacomposizione delle sue mole-cole, ma anche da come questesi dispongono nello spazio einteragiscono tra loro. L’acquaallo stato liquido, per esempio,è costituita da molecole congrande libertà di movimento etra loro molto vicine. Quandol’acqua congela, le molecoleperdono la propria indipen-denza, si aggregano e si di-spongono ordinatamente nellospazio, occupando posizionifisse e a distanza maggiore l’u-na dall’altra. Da queste diffe-renze su scala molecolare deri-
va la differenza di densità traacqua e ghiaccio, che fa sì chegli iceberg galleggino sull’o-ceano.
sostanze
elementi
sostanzesemplici
composti
sostanzecostituite
da due o piùelementi
L’analisi chimica dell’acqua,invece, ci mostra che è un com-posto perché, con appositi pro-cedimenti, posso ottenere i dueelementi che la costituiscono (l’i-drogeno e l’ossigeno). Allo stes-so modo il carbonato di sodio,responsabile del colore rosso dellago Natron, è un composto,
Elementi e compostiUn elemento è una sostanzache, anche se sottoposta a pro-cessi chimici (dei quali parlere-mo più avanti), non può esseresuddivisa in sostanze più sem-plici.
Un composto è invece unasostanza che, se sottoposta aprocessi chimici, si può scom-porre in altre sostanze più sem-plici. Il rapporto tra le quantitàdei costituenti di un compostoè ben definito e costante.
Determinare la composizionechimica di una sostanza signifi-ca determinare se si tratta di unelemento o di un composto eidentificare gli atomi che la co-stituiscono. L’analisi chimica diun diamante, per esempio, rive-la che è costituito da un soloelemento, che chiamiamo car-bonio, che non si può scompor-re in altre sostanze più semplici.
4
ossigeno (O)
acqua (H2O)
idrogeno (H)
Q U E S I T I1 Che cos’è una molecola?
2 Conosci qualche altra molecola,oltre a quella dell’acqua?
LEGGI L’IMMAGINE3 Da quali elementi è costituita lamolecola dell’acqua?
Q U E S I T I1 Tra le seguenti sostanze, indicaquali sono elementi o composti, ese sono naturali o artificiali:
acqua ................
ossigeno ................
ferro ................
diamante ................
perché è costituito dagli elemen-ti sodio, carbonio e ossigeno. Sitratta di una sostanza chimicanaturale, esattamente come l’ac-qua e il diamante.
Nel linguaggio comune ten-diamo a identificare con l’e-spressione «sostanze chimi-che» solo quelle prodotte arti-
ficialmente. In realtà ogni cosache ci circonda è costituita dasostanze chimiche, che posso-no essere naturali o artificiali.Le seconde sono il prodotto direazioni e processi chimici ese-guiti in laboratorio o in im-pianti industriali, e sono anchechiamate sostanze di sintesi.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra12
Gli elementi chimici possono essere raggruppa-ti nella tavola periodica, ideata verso la fine del-l’Ottocento dal chimico russo Mendeleev. Eglila compilò inserendo gli elementi noti all’epocae lasciando vuote le caselle corrispondenti a so-stanze ancora sconosciute. Poté fare questoperché nella tavola gli elementi sono distribuiti(in righe e colonne) ordinati in base al numeroatomico Z. Se un elemento con un certo nume-ro atomico era ancora sconosciuto Mendeleevpoteva lasciare una casella vuota nella tavola.
Procedendo da sinistra verso destra e dal-l’alto verso il basso, il numero atomico cresce.
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Unità 1 • PARAGRAFO 5:Atomi, molecole, elementi e composti
Animazione La struttura atomica [1:54]
idrogeno (H) metano (CH4 )carbonio (C)
I simboli e le formule chimicheOgni elemento è rappresentatosulla tavola periodica dal suosimbolo chimico.
I simboli chimici sono ab-breviazioni di una, due o tre
1 lettere (le tre lettere sono usatesoltanto per gli elementi artifi-ciali), di cui la prima lettera de-ve sempre essere maiuscola, leeventuali seconda e terza minu-scole.
Per alcuni elementi, i simbo-
li fanno riferimento ai nomi an-tichi degli elementi: è il casoper esempio del simbolo Au(dal latino aurum) per l’oro, Cu(da cuprum) per il rame o Na(da natrium) per il sodio.Quando i simboli chimici sileggono a voce alta, le lettereche li compongono vannoscandite separatamente: Na silegge «enne-a»; Cu «ci-u» ecc.
I simboli degli elementi sicombinano poi tra loro in mo-do opportuno anche per scrive-re le formule chimiche dellemolecole: una molecola di me-tano, per esempio, contiene unatomo di carbonio (C) e quat-tro atomi di idrogeno (H).
Gli isotopiIn natura è possibile trovareatomi di uno stesso elementocon un diverso numero di massaatomica. Ciò accade perché nelnucleo di uno stesso elemento ilnumero di neutroni può variare.
L’idrogeno, per esempio, hasempre un protone (e un elet-trone) ma il suo nucleo, che ge-neralmente non contiene neu-troni, a volte può presentarne:– quando, oltre al protone,
nel nucleo si trova un neu-trone l’atomo prende il no-me di deuterio,
– quando sono presenti dueneutroni l’atomo prende ilnome di trizio.
Atomi dello stesso elemento e
2 quindi con lo stesso numeroatomico ma un diverso numerodi massa atomica sono chiama-ti isotopi. Il deuterio e il triziosono isotopi dell’idrogeno.
Gli isotopi di un elementohanno le stesse proprietà chimi-che, ma proprietà fisiche diverse(per questa distinzione vedi il pa-ragrafo 9).
Per ciascun elemento si defi-nisce allora la massa atomica,che è il numero che si ottiene dal-la media dei diversi numeri dimassa atomica con cui l’elemen-to si può trovare in natura. Nellatavola periodica la massa atomi-ca – che essendo una media nonè un numero intero – è indicatasubito sotto al numero atomico.
+ –
Idrogeno
H1
1
+ n
–
n
Trizio
H3
1
–
Deuterio
H2
1
+ n
Per indicare tale composi-zione, nella formula del metanosi scrivono i simboli del carbo-nio e dell’idrogeno e, per sotto-lineare che gli atomi di idroge-no presenti nella molecola sonoquattro, si aggiunge un quattroa pedice subito dopo il simbolodell’idrogeno: CH4.
6. Dalla chimica: la tavola periodica degli elementi
Q U E S I T I1 Qual è il simbolo chimico del so-dio?
LEGGI L’IMMAGINE2 Qual è l’elemento con numeroatomico Z=37?
3 Quanto vale il numero atomicodell’elemento bismuto?
Q U E S I T I1 Che cosa rappresenta il numerodi massa atomica che si trova nellatavola periodica?
LEGGI L’IMMAGINE2 Considerando che protoni e neu-troni hanno la stessa massa, men-tre quella degli elettroni è trascura-bile, qual è il rapporto tra le massedegli isotopi dell’idrogeno?
Le righe orizzontali della tavola periodica so-no dette periodi, mentre le colonne verticalisono chiamate gruppi. Gli elementi di unostesso gruppo hanno proprietà chimiche e fisi-che tra loro simili: hanno infatti tutti lo stessonumero di elettroni nel livello più esterno.
Il gruppo 1 della tavola periodica è quellodei cosiddetti metalli alcalini, il 2 dei metallialcalino-terrosi, il 17 degli alogeni e il 18 quellodei gas nobili. A sinistra nella tavola periodicaci sono i metalli, a destra i non metalli. Il bloc-co centrale, tra i gruppi 3 e 12, è il blocco deimetalli di transizione.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 13
12C
12C12C 12C
12C12C
12C
12C12C12C
12C12C12CO
OO OOO OO
OOO O
OO OOO
12CO
12C
12C
L’unità di massa atomicaIl criterio di classificazione utiliz-zato da Mendeleev per la sua ta-vola periodica non era basato sulnumero atomico (come accadeper la tavola periodica moderna):gli elementi erano ordinati secon-
3 do la massa atomica crescente. Il problema della misura della
massa atomica era infatti già statorisolto. È vero che non è possibi-le pesare un singolo atomo o unamolecola; possiamo però cono-scere la loro massa relativa: con-frontarla cioè con una massa di
riferimento. Il riferimento sceltoè l’isotopo 12 del carbonio, chesi indica con 12C. Si è stabilito chel’unità di massa atomica (u.m.a.,o dalton) sia pari a 1/12 dellamassa del 12C. Essa vale 1,661 ×10–24 g. La massa atomica relativadi un atomo di ossigeno, peresempio, vale 16 u.m.a, cioè 4/3della massa di 12C.
Ovviamente non è possibileconfrontare direttamente la massadi un atomo di carbonio con quel-la di un atomo di ossigeno per ot-tenere il valore della massa atomi-ca. Si possono però porre sui duepiatti di una bilancia 1023 atomi di12C e 1023 atomi di O, misurare ilrapporto tra le masse e poi divi-dere il risultato per 1023.
Per calcolare la massa moleco-lare, si sommano le singole masseatomiche degli atomi che costitui-scono la molecola. Come si è det-to, i valori delle masse atomicheche troviamo sulla tavola periodi-ca sono valori medi, che tengonoconto della massa atomica di tuttigli isotopi di un elemento e dellepercentuali in cui ogni isotopocompare nella miscela naturaledell’elemento.
3065,39
Znzinco
numero atomicomassa atomicasimbolonome dell’elemento
Q U E S I T I1 Che ordine di grandezza di atomiè possibile pesare con una bilan-cia?
LEGGI L’IMMAGINE2 È maggiore la massa di un atomodi ossigeno o di uno di 12C?
Fino al 1983 i primi due gruppi e gli ultimi sei, che sono considerati gli otto gruppi fondamentali – metalli e non metalli – venivano indicati con lettere romane; potrebbe quindi capitarti di trovare una tavola periodica degli elementi cheancora li indica in quel modo.
Oggi questa distinzione tra i gruppi è stata ufficialmente abolita e quindi, per esempio, i gas nobili non costituiscono più il gruppo VIII ma il gruppo 18.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra14
Gli atomi si legano con due tipi diversi di lega-me chimico:– il legame covalente,– il legame ionico. In entrambi i casi, formando un legame, gliatomi tendono a diventare più stabili. Infatti,per ragioni che hanno a che fare con la struttu-ra interna dell’atomo, la stabilità massima vie-ne raggiunta quando il livello energetico piùesterno è completo: nel caso dei primi due ele-menti (idrogeno ed elio), il livello esterno è sta-bile se contiene 2 elettroni, in tutti gli altri casi
7. Dalla chimica: i legami
Q U E S I T I1 Come si forma il legame covalen-te semplice?
2 E quello doppio?
LEGGI L’IMMAGINE 3 Che cosa rappresentano le sfe-rette più grandi al centro di ogniatomo?
bonio soltanto una coppia dielettroni.
Le molecole di ossigenogassoso (O2) che respiriamo,invece, sono formate da dueatomi di ossigeno uniti da duelegami covalenti. L’atomo diossigeno, infatti, ha 6 elettroninel livello energetico più ester-no; ogni atomo mette in comu-ne due elettroni per arrivareall’ottetto. Si forma allora unlegame covalente doppio. Unanalogo comportamento sipuò verificare anche tra atomidi elementi diversi.
Nelle molecole di azoto gas-soso (N2), il principale compo-nente dell’aria, i due atomi diazoto (che hanno ciascuno 5
elettroni nel livello più ester-no) sono uniti per mezzo di unlegame covalente triplo, datoche mettono in comune trecoppie di elettroni.
Il legame covalente triplo èparticolarmente forte e perquesta ragione è molto difficileda rompere.
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Animazione Il legame chimico [5:56]
H
H
H HC
O O N N
Nella molecola di metano vi sono quattro legami covalenti semplici. Essa è formata da un atomo di carbonio (con 6 elettroni) e quattro atomi diidrogeno (con 1 elettrone ciascuno) che mettono in comune in totale 8elettroni: ciascun atomo di idrogeno forma un legame covalente semplice,avendo in comune con il carbonio 2 elettroni.
Nella molecola di ossigeno c’èun legame covalente doppio.Essa è formata da due atomi(con 8 elettroni ciascuno) chemettono in comune 4 elettroni(2 da ciascun atomo).
Nella molecola di azoto c’è unlegame covalente triplo. Essaè formata da due atomi (con7 elettroni ciascuno) chemettono in comune 6 elettro-ni (3 da ciascun atomo).
servono 8 elettroni (regola dell’ottetto). I gasnobili, appartenenti al gruppo 18 della tavolaperiodica, hanno 8 elettroni nel livello energe-tico più esterno (a eccezione dell’elio che ne haal massimo due) e sono perciò molto stabili:non si legano tra loro, né con altri atomi.
Il legame covalente si forma quando dueatomi mettono in comune una o più coppie dielettroni. Il legame ionico (in genere più debo-le di quello covalente) deriva da un’attrazionetra cariche elettriche di segno opposto, che sistabilisce tra anioni e cationi.
Il legame covalenteNel legame covalente un ato-mo mette in comune uno o piùelettroni con un altro atomo,in modo da completare l’ottet-to nel livello energetico piùesterno. Gli elettroni del lega-me appartengono contempo-raneamente ad entrambi gliatomi.
Per esempio, nelle molecoledi metano (CH4), l’atomo dicarbonio mette in comune 4elettroni con altrettanti atomidi H. In questo modo, l’atomodi carbonio (che ha 4 elettroni
1 nel livello più esterno) comple-ta l’ottetto, mentre l’atomo diidrogeno (che possiede un soloelettrone nel livello più ester-no) raggiunge la configurazio-ne elettronica (cioè la distribu-zione degli elettroni nei diversilivelli energetici) dell’elio, ilgas nobile che lo segue sulla ta-vola periodica, molto più stabi-le in termini energetici di quan-to non sia l’idrogeno. I quattrolegami C–H che si formano so-no legami covalenti semplici,perché ogni atomo di idrogenocondivide con l’atomo di car-
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 15
H
ClH
δ� δ�
Cl
molecola di acido cloridrico
Q U E S I T I1 Descrivi la formazione del lega-me ionico.
LEGGI L’IMMAGINE 2 Perché nella formazione del le-game ionico i livelli esterni dei dueatomi non sono disegnati sovrap-posti, come nel legame covalente?
Legami covalenti polari e apolariNella formazione del legamecovalente tra atomi identici(per esempio due atomi di clo-ro nella molecola Cl2) la caricaelettrica degli elettroni coin-
2 volti nel legame si distribuiscein modo uniforme intorno aidue nuclei.
La molecola che si forma èdetta apolare (non polare) econ essa anche il legame cova-lente che si è formato.
Nelle molecole formate daatomi diversi, invece, gli elet-troni in condivisione possonoessere attirati con forza diffe-rente dai due nuclei. La caricaelettrica tende, quindi, ad ac-cumularsi a una delle estremità
della molecola, che risulta intal caso polare. Nella molecoladi acido cloridrico (HCl), peresempio, il cloro attrae mag-giormente gli elettroni implica-ti nel legame di quanto nonfaccia l’idrogeno.
Il legame tra l’idrogeno e ilcloro nella molecola HCl è po-lare. Talvolta, per indicare chesul cloro si addensa la caricanegativa degli elettroni si uti-lizza la lettera greca delta se-guita dal segno meno (��); perindicare la parziale positivitàdell’idrogeno si scrive sopra ilsuo simbolo una delta seguitadal segno più (��).
Un altro esempio di moleco-la polare è quella d’acqua(H2O).
Il legame ionicoMolti atomi, per completare illivello energetico più esterno,perdono o acquistano uno opiù elettroni e diventano cari-chi elettricamente trasforman-dosi – come abbiamo visto nelparagrafo 1 – in ioni.
Ioni di carica opposta si at-traggono reciprocamente e ilrisultato di questa interazionedi tipo elettrostatico è la for-mazione di un legame ionico.
Il sale da cucina (NaCl) è uncomposto ionico: al cloro man-ca solo un elettrone per com-pletare il livello più esterno,mentre il sodio ha un solo elet-trone nel livello più esterno.
Cedendo quest’unico elet-trone al cloro, il sodio si tra-sforma in uno ione dotato dicarica elettrica positiva. Tra ilcatione Na+ e l’anione Cl– si
3 esercita, in tutte le direzionidello spazio, un’attrazioneelettrostatica per cui ogni ionedi un tipo si circonda di altriioni di carica opposta forman-do una struttura ordinata dettareticolo cristallino.
I legami ionici sono, in ge-nere, piuttosto forti, anche semolte sostanze ioniche in ac-qua si disgregano e liberano gliioni di cui sono costituite;quindi i composti ionici sonosolubili in acqua.
Na Cl
atomo di sodio (11 elettroni) atomo di cloro (17 elettroni)
Q U E S I T I1 Che tipo di legame è presentenella molecola F2?
LEGGI L’IMMAGINE 2 Rappresenta graficamente laformazione del legame tra due ato-mi di fluoro sapendo che ogni ato-mo di questo elemento ha 7 elet-troni nel livello più esterno.
Il mondo che ci circonda è fatto di materia.Abbiamo visto che ogni oggetto materiale hauna massa e un volume e quindi occupa unospazio.
Ci sono però delle differenze nel modo dioccupare lo spazio; per esempio, tra il gasmetano che esce dal fornello, il latte e un cuc-chiaino. Il metano, il latte e il cucchiaino rap-presentano tre diversi stati fisici di aggrega-zione della materia.
I materiali e le sostanze che incontriamonella vita di tutti i giorni, oltre che per lo sta-to fisico, si differenziano tra loro anche per ilgrado di purezza. È un concetto che vieneutilizzato impropriamente nel linguaggio co-mune: per esempio diciamo che l’acqua di untorrente di montagna è pura, mentre dal pun-to di vista scientifico si definisce miscuglioomogeneo o soluzione: nell’acqua del torren-te infatti sono disciolti sali e altre sostanze.
8. Dalla chimica: gli stati della materia� VEDI ANCHE…
Unità 1 • PARAGRAFO 5:Atomi, molecole, elementi e composti
Animazione Il legame chimico [5:56]
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra16
proprio
propria
alta
incomprimibili(a pressioni non elevate)
proprio
assumono la formadel recipiente
media
incomprimibili(a pressioni non elevate)
occupano tuttoil volume disponibile
assumono la formadel recipiente
bassa
comprimibili
Liquidi Aeriformi
Volume
Forma
Densità
Effettodella pressione
Solidi
Stati di aggregazione della materiaAbbiamo detto che gli stati fisi-ci nei quali può trovarsi «aggre-gata» la materia sono tre:– solido,– liquido,– aeriforme.Spesso capiterà di riferirci ai li-quidi e agli aeriformi insiemecon il nome di fluidi.1. Un solido è un corpo rigidoche possiede una massa, unaforma e un volume propri e bendefiniti. Sono esempi di solidi ilsale da cucina, lo zucchero, ibicchieri, gli oggetti metallici(tra cui il cucchiaino della cola-zione), le sedie e il tavolo, maanche le rocce e la crosta terre-stre nel suo insieme.2. Un liquido ha una massa e un
1 volume ben definiti, ma assumela forma del recipiente in cui vie-ne contenuto. Oltre al latte, an-che l’acqua, l’olio o il petroliosono esempi di sostanze liquide.3. Un aeriforme ha una massapropria e definita, ma si puòespandere fino ad assumere ilvolume e la forma del recipien-te che lo contiene (per esempioun palloncino, ma anche unastanza con le finestre chiuse). Ilmetano, l’ossigeno, l’azoto e l’a-nidride carbonica che si trova-no nell’atmosfera sono esempidi sostanze aeriformi.
Ma una sostanza può trovar-si in natura in tutti e tre gli statidi aggregazione? La risposta èsì: sapete, per esperienza, chel’acqua si può trovare sia allostato solido (il ghiaccio), sia a
Q U E S I T I1 Qual è la differenza fra gas e va-pore?
LEGGI L’IMMAGINE2 Quale stato di aggregazione hadensità maggiore?
quello liquido, sia a quello ae-riforme (il vapore acqueo).
Da cosa dipende allora lo sta-to di aggregazione di una sostan-za? Dipende da due fattori: latemperatura e la pressione. Tut-te le sostanze, a seconda dellecondizioni di temperatura epressione, possono trovarsi allostato solido, liquido o aeriforme.
Se un aeriforme si trova al disopra di una particolare tem-peratura (detta «temperaturacritica» e diversa da sostanza asostanza) non potrà più passa-re allo stato liquido e solidoanche se viene sottoposto adalte pressioni. In tal caso siparla di gas.
Se invece l’aeriforme è al disotto di tale temperatura e percompressione può quindi pas-sare allo stato liquido, prendeil nome di vapore.
L’acqua ha una temperaturacritica di 374 °C: l’aeriformeche vediamo quando la pastacuoce è quindi detto propria-mente vapore acqueo.
Nell’uso comune, per sem-plicità, spesso si parla di statogassoso come sinonimo di sta-to aeriforme, ma si tratta di unuso del termine «gas» non deltutto corretto.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 17
STATOAERIFORME
tem
pe
ratu
ra c
resc
en
te
sublimazione
brinamento
solidificazione
STATOLIQUIDO
STATOSOLIDO
condensazione
evaporazione
sublimazione
Sostanza pura
omogenea
Miscuglio
acqua pura e ghiaccio
acqua e sabbia, legno,granito, latte, marmo,sabbia, fumo, nebbia
acqua di rubinetto,sale marinoacciaio, leghe metalliche
acqua pura, oro puro,cloruro di sodio puro
omogeneo
eterogenea eterogeneo
Passaggi di statoCome avviene il passaggio dauno stato di aggregazione all’al-tro? I passaggi di stato dipendo-no dalla temperatura e dallapressione.
L’ebollizione dell’acqua è unpassaggio di fase da liquido adaeriforme e al livello del mare av-viene alla temperatura di 100 °C.Forse vi sarà capitato di notareche in montagna l’acqua bolleprima, a temperatura inferiore ai100 °C: questo dipende dal fattoche in quota la pressione atmo-sferica è più bassa.
Se i passaggi dallo stato solidoallo stato liquido (fusione) e dallostato liquido a quello aeriforme(evaporazione) avvengono me-diante assorbimento di calore, ipassaggi inversi – da aeriforme aliquido (condensazione) e da li-quido a solido (solidificazione) –avvengono per cessione di calore.
Anche alcuni fenomeni at-mosferici, come la formazionedella rugiada e della brina, sipossono comprendere se si co-noscono i passaggi di stato. Inparticolare, la brina si formaquando il vapore acqueo del-
2
Sostanze pure, miscugli e soluzioniLe sostanze con cui avremo a chefare possono essere pure (come ildiamante) o sotto forma di miscu-gli (come le rocce). In particolare,una sostanza si dice pura se nonpuò essere separata con metodi fi-sici nei suoi componenti, e man-tiene quindi inalterate le proprietàe la composizione chimica.
Una sostanza pura in un unicostato di aggregazione (per esem-pio l’acqua distillata) costituisceun sistema omogeneo; quando in-vece si trova in diversi stati fisici(per esempio una miscela di acquae ghiaccio) costituisce un sistemaeterogeneo.
Se si miscelano due o più so-stanze pure, si dà origine a unmiscuglio. Un miscuglio è omo-geneo quando i suoi componentisono completamente mischiati eformano un’unica fase, come ac-
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l’atmosfera viene a contatto conun terreno tanto freddo da pro-vocare il passaggio diretto davapore a ghiaccio. Il passaggiodiretto da aeriforme a solido èinfatti detto brinamento; il pas-saggio inverso, dallo stato soli-do a quello aeriforme, è dettosublimazione ed è tipico di alcu-ne sostanze, come la naftalina.
cade per il sale disciolto nell’ac-qua del mare. Un miscuglio è in-vece detto eterogeneo quando so-no ben distinguibili le fasi dovutealla presenza delle diverse so-stanze che lo compongono. Tra imiscugli eterogenei, ricordiamola nebbia (un miscuglio tra acquae aria), il fumo (piccole particellesolide di carbone disperse nell’a-ria) e l’emulsione (un miscugliotra due liquidi che non si mesco-lano, come l’acqua e l’olio).
I miscugli omogenei sono dettianche soluzioni. Esistono soluzio-ni liquide (quelle a cui siamo por-tati naturalmente a pensare perprime), ma anche solide (come leleghe metalliche) o gassose (comel’aria che respiriamo).
Un bicchiere d’acqua e zuc-chero è una soluzione: l’acqua(componente presente in maggio-re quantità) è chiamata solvente elo zucchero è il soluto. Se aumen-
Nei passaggi di stato da soli-do ad aeriforme, con il riscal-damento aumenta l’agitazionetermica delle particelle costi-tuenti e quindi aumenta il volu-me, con la conseguente dimi-nuzione della densità.
Soltanto l’acqua costituisceun’eccezione a questo compor-tamento.
Q U E S I T I1 Come si chiama il passaggio di-retto dallo stato aeriforme a quellosolido?
LEGGI L’IMMAGINE2 In quale stato di aggregazione èmaggiore l’agitazione termica delleparticelle?
Q U E S I T I1 Quando si definisce «satura» unasoluzione?
LEGGI L’IMMAGINE 2 Fai un altro esempio per ciascunacategoria rappresentata in tabella.
tiamo la quantità di zucchero nel-l’acqua, a un certo punto questonon si scioglie più: la soluzione sidice satura. L’acqua è un buonsolvente per molte sostanze: permolti sali, per esempio, e ancheper i gas.
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra18
Le proprietà della materia sono distinte solitamente in fisiche echimiche.
Le proprietà fisiche – per esempio le dimensioni, il pesoo la temperatura di un corpo – sono osservabili senza che si
debba alterare la composizione chimica della sostanza. Perverificare invece le proprietà chimiche di una sostanza – co-me la tendenza a ossidarsi – è necessario che questa vengasottoposta a una trasformazione chimica.
9. Dalla chimica: le trasformazioni della materia
Trasformazioni fisiche Trasformazioni chimiche
magnetizzazionedi un ago con la calamita
evaporazione dell’acqua
scioglierelo zucchero in acqua
combustione del gas domestico
cottura di un uovo
formazione di rugginesugli oggetti di ferro
montare il bianco d’uovo
erosione di una valleda parte di un fiume
filamento che sisurriscalda nella lampadina
sciogliere in acquauna compressa effervescente
inquinamentodi un fiume
cera che brucia in una candela
Proprietà fisiche e chimicheLe sostanze – per esempio i mi-nerali – possono essere distintesulla base di proprietà fisichecome la forma esterna, il coloree la lucentezza. Ma hanno ancheproprietà chimiche, come lareattività nei confronti di altresostanze: per esempio, i mineralidi ferro a contatto con l’ossigenosi ossidano e formano la ruggine.
Vi sono anche trasformazionifisiche, che intervengono cioèsulle proprietà fisiche e non alte-rano la composizione chimicadella sostanza. E vi sono trasfor-mazioni chimiche, in cui cambiala composizione chimica dellemolecole coinvolte e si ha quindila formazione di nuove sostanze.
1
Trasformazioni fisicheAbbiamo detto che le trasfor-mazioni fisiche sono quelle tra-sformazioni che modificano lecaratteristiche fisiche di un og-getto ma non ne alterano lacomposizione chimica.
Per esempio, possiamo divi-dere una roccia secondo le suecaratteristiche morfologiche(lamine, blocchi cubici ecc.)senza che essa cambi natura.
L’ardesia, per esempio, èuna roccia che può essere ta-gliata facilmente in lastre. Perquesta sua proprietà viene usa-ta per realizzare tetti e altre co-perture, ma anche le lavagne.
Con la divisione in lastre, la
2 roccia subisce una trasforma-zione fisica, ma non chimica,perché la composizione chimi-ca dell’ardesia resta la stessa,sia che si trovi nella cava diestrazione, sia come coperturadi una casa.
Q U E S I T I1 Conosci altri esempi di trasfor-mazioni fisiche?
LEGGI L’IMMAGINE 2 Nella tua regione esistono casecome quelle della fotografia?
Q U E S I T I1 Fai un esempio di trasformazionechimica.
LEGGI L’IMMAGINE 2 L’evaporazione dell’acqua è unprocesso di tipo fisico o chimico?
3 La formazione della ruggine è unprocesso di tipo fisico o chimico?
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra 19
Le trasformazioni chimiche – o reazioni chimiche – consi-stono in un «riarrangiamento» degli atomi che costituiscono lesostanze coinvolte nelle reazioni stesse.
Le reazioni chimiche vengono schematizzate per mezzo del-le equazioni chimiche, che riportano le formule chimiche dellesostanze di partenza e di quelle che si ottengono al termine del-la trasformazione.
� VEDI ANCHE…
Unità 1 • PARAGRAFO 6:La tavola periodica degli elementi
Unità 1 • PARAGRAFO 8:Gli stati della materia
2H2 + O2 2H2O
reagente 1 reagente 2 prodotto
Equazioni chimicheLa chimica ha un linguaggiomolto sintetico che, per alcuniaspetti, ha delle rassomiglianzecon il linguaggio matematico.Essa si serve, infatti, di simbolied equazioni: le formule servo-no per rappresentare le variesostanze; le equazioni per rap-presentare le reazioni.
In un’equazione chimica, a si-nistra si scrivono i reagenti (sesono più di uno vengono asso-ciati tramite il segno +) e a destrai prodotti. Tra i reagenti e i pro-dotti si scrive una freccia, cherappresenta la trasformazione.
Non sempre il numero deireagenti corrisponde al numero
4 dei prodotti. Per esempio, nellareazione in cui si forma l’acqua(H2O) i reagenti sono due, l’i-drogeno gassoso (H2) e l’ossi-geno (O2), ma il prodotto è sol-tanto uno.
La massa, invece, vienesempre conservata: se pesiamoi reagenti prima della reazionee pesiamo i prodotti alla fine,si vedrà che la massa è rimastala stessa; c’è stato solo un riar-rangiamento della composi-zione chimica.
Come la massa, anche il nu-mero di atomi di ciascun tipodeve conservarsi nella reazio-ne chimica: il numero e il tipodi atomi dei prodotti devono
Le trasformazionichimicheLe trasformazioni chimichevengono solitamente chiamatereazioni chimiche; le sostanzecoinvolte inizialmente nella tra-sformazione sono dette reagenti,mentre le nuove sostanze che siottengono nel corso del proces-so sono dette prodotti.
3 Come possiamo renderciconto che ci troviamo davanti auna reazione chimica? Alcuniindizi possono aiutarci.1. Se osserviamo la comparsadi bollicine, si è formata una so-stanza gassosa e quindi è avve-nuta una reazione. Per esempiose si versa una goccia di acidosolforico su un minerale costi-
tuito da carbonati, si vedeun’effervescenza: le bolle sonodovute alla formazione dell’ani-dride carbonica, un gas prodot-to dalla reazione tra carbonatoe acido solforico.2. Se osserviamo un cambia-mento di colore, è avvenuta unareazione. Quando si spreme ilsucco di limone nel tè, il tè di-
venta più chiaro: l’acido citricocontenuto nel limone ha infattireagito con alcune sostanzecontenute nel tè.3. Se si verifica la formazione diun solido (non per variazione ditemperatura) è probabile che siaavvenuta una reazione in cui lasostanza solida compare tra i pro-dotti. È il caso del calcare che sideposita all’interno degli elettro-domestici o nello scaldabagno.4. Se si verifica un aumento ouna rapida diminuzione di calo-re, è probabile che ci sia statauna reazione. Per esempio, ilghiaccio istantaneo che si com-pra in farmacia genera un ab-bassamento di temperatura gra-zie a una reazione che avvieneassorbendo calore.
corrispondere a quelli dei rea-genti. Per far in modo che i«conti tornino» è necessariobilanciare l’equazione chimi-ca, aggiungen do dei coeffi-cienti, cioè dei numeri che fac-ciano pareggiare il numero diatomi a sinistra e a destra dellafreccia.
Q U E S I T I1 Per produrre l’ammoniaca si fannoreagire azoto e idrogeno secondo l’e-quazione chimica (non bilanciata) N2 � H2 → NH3. Trova i coefficientiche la bilanciano.
LEGGI L’IMMAGINE 2 Quanti atomi di idrogeno sonocoinvolti nella reazione?
Q U E S I T I1 In che cosa consistono le reazio-ni chimiche?
2 Fai un esempio di reazione chimi-ca tratto dalla vita quotidiana.
LEGGI L’IMMAGINE 3 Quali reazioni chimiche sono raf-figurate?
UNITÀ 1• Conoscenze di base per le Scienze della Terra20
1 Dalla matematica: rapporti, percentuali, grafici
In alcune regioni del Brasile, nella stagione delle piogge, può pio-vere per un mese, con precipitazioni di 360 mm in 30 giorni. Ognigiorno cadono mediamente …............. mm d’acqua.
Raccogli le date di compleanno di 20 amici. Costruisci un isto-gramma che riporti sull’asse x i mesi dell’anno e sull’asse y il nu-mero di compleanni per ogni mese.
2 Dalla matematica: multipli, sottomultipi, angoli
Quanto vale l’ottava parte di un angolo giro?45° 60° 10° 22,5°
Con il metodo della notazione esponenziale, come si scrive unmilionesimo?
10�3 104 10�6 103
3 Dalla fisica: le unità di misura
Collega ogni grandezza con la corrispondente unità di misuranel SI.
quantità di sostanza …… 1. ampére
intensità luminosa …… 2. kelvin
corrente elettrica …… 3. candela
temperatura …… 4. mole
massa …… 5. kilogrammo
A quante unità astronomiche corrisponde un anno-luce?
143 600 UA 31 536 000 UA
3400 UA 63 242 UA
4 Dalla fisica: alcune grandezze che ci serviranno
A quanti m/s equivalgono 110 km/h?220 m/s 902 m/s
396 m/s 30,55 m/s
Se la massa di 1 litro d’acqua (1 l = 1 dm3) è circa 1 kg, comesi scrive la sua densità?
1000 kg/l 1000 kg/m3
1 kg/m3 100 g/l
5 Dalla chimica: atomi, molecole, elementi e composti
Quale delle seguenti affermazioni sui composti è falsa?Un composto, attraverso processi chimici, può essere scompo-sto in altre sostanze più semplici.
Un composto è costituito da due o più elementi.
Un composto è rappresentato dalla sua formula chimica.
Il rapporto fra i costituenti di un composto è variabile.D
C
B
A
9
DC
BA
8
DC
BA
7
DC
BA
6
E
D
C
B
A
5
DCBA
4
DCBA
3
2
1
PER LA VERIFICA
6 Dalla chimica: la tavola periodica degli elementi
Scrivi il nome dell’elemento per ciascun simbolo indicato. Ordinapoi gli elementi in funzione del numero atomico crescente.
C …...................…................... ….....
O …...................…................... ….....
H ….............…......................... ….....
N ….................…..................... ….....
Au …................…...................... ….....
Quanto vale l’unità di massa atomica?1,661 � 10�24 g 7,337 � 10�22 g
2,431 � 10�18 g 5,032 � 10�20 g
7 Dalla chimica: i legami
Il legame tra ossigeno e idrogeno nella molecola d’acqua èapolare.
Vero Falso
Motiva la risposta .....………..................................................
