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Miriam Iorio
24/11/2025
Chimica
Le moli
707
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24 nov 2025
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Miriam Iorio
@miriamiorio_fyfd
Il concetto di mole è fondamentale in chimica per misurare... Mostra di più
La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro (6,022·10²³) di particelle elementari, come atomi o molecole. Per prelevare una mole di qualsiasi sostanza, basta pesarne una quantità in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica.
Quando conosciamo la massa in grammi (m) di una sostanza, possiamo determinare il numero di moli (n) con la formula: n = m/M, dove M è la massa molare espressa in g/mol. La massa molare coincide numericamente con la massa molecolare (o atomica), ma si misura in g/mol. Ad esempio, se la massa atomica del sodio è 23 u, la sua massa molare è 23 g/mol.
Se invece conosciamo il numero di moli, possiamo calcolare la massa con la formula: m = n·M. È anche possibile ricavare la massa molare conoscendo massa e numero di moli: M = m/n.
💡 Ricorda: La mole è un ponte tra il mondo microscopico e quello macroscopico. Ti permette di contare particelle troppo piccole per essere contate una ad una, ma che puoi facilmente pesare in laboratorio!
Quando dobbiamo calcolare le moli di una sostanza, applichiamo la formula n = m/M. Ad esempio, per 27 grammi di acqua : n = 27/18 = 1,5 moli. Semplice, no?
Per passare dal numero di molecole alle moli, usiamo il numero di Avogadro. Se abbiamo 12,044·10²³ molecole d'acqua, possiamo impostare una proporzione: 1 : 6,022·10²³ = X : 12,044·10²³, da cui X = 2 moli.
Negli esercizi più complessi, come calcolare i grammi di H₄P₂O₇ che contengono 2,53 g di fosforo, procediamo così: determiniamo il rapporto tra gli elementi nel composto (una mole di H₄P₂O₇ contiene due moli di P), poi impostiamo una proporzione. In questo caso, 61,94 g di P stanno in 177,98 g del composto, quindi 2,53 g di P stanno in 7,27 g del composto.
💡 Suggerimento: Quando lavori con composti, ricorda sempre di considerare quante volte un certo elemento compare nella formula. Per esempio, in MgSO₄ ci sono 4 atomi di ossigeno per ogni formula!
Quando lavoriamo con reazioni chimiche, le moli ci aiutano a calcolare esattamente quanto reagente serve o quanto prodotto otterremo. Per esempio, per sapere quanti grammi di nitrato di calcio si ottengono da 50 ml di acido nitrico 0,5 M, dobbiamo prima calcolare le moli dell'acido.
Con la formula n = C × V, troviamo che abbiamo 0,075 moli di HNO₃. Dalla reazione Ca(OH)₂ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O vediamo che 2 moli di acido producono 1 mole di sale, quindi avremo 0,0375 moli di Ca(NO₃)₂. Moltiplicando per la massa molare , otteniamo 6,15 g di sale.
Nelle reazioni di neutralizzazione, come Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O, il calcolo è simile. Se abbiamo 50 ml di Al(OH)₃ 0,1 M (0,015 moli), servono 3 moli di HCl per ogni mole di idrossido, quindi 0,045 moli di HCl. Con una concentrazione di 0,5 M, ci occorreranno V = mol/C = 0,045/0,5 = 0,09 L, cioè 90 ml di acido.
💡 Attenzione: Nelle reazioni chimiche, è fondamentale rispettare i rapporti stechiometrici (i coefficienti davanti alle formule) quando passi dalle moli di un reagente alle moli di un prodotto!
Il nostro assistente AI è costruito specificamente per le esigenze degli studenti. Sulla base dei milioni di contenuti presenti sulla piattaforma, possiamo fornire agli studenti risposte davvero significative e pertinenti. Ma non si tratta solo di risposte, l'assistente è in grado di guidare gli studenti attraverso le loro sfide quotidiane di studio, con piani di studio personalizzati, quiz o contenuti nella chat e una personalizzazione al 100% basata sulle competenze e sugli sviluppi degli studenti.
È possibile scaricare l'applicazione dal Google Play Store e dall'Apple App Store.
Sì, hai accesso completamente gratuito a tutti i contenuti nell'app e puoi chattare o seguire i Creatori in qualsiasi momento. Sbloccherai nuove funzioni crescendo il tuo numero di follower. Inoltre, offriamo Knowunity Premium, che consente di studiare senza alcun limite!!
App Store
Google Play
L'applicazione è molto facile da usare e ben progettata. Finora ho trovato tutto quello che cercavo e ho potuto imparare molto dalle presentazioni! Utilizzerò sicuramente l'app per i compiti in classe! È molto utile anche come fonte di ispirazione.
Stefano S
utente iOS
Questa applicazione è davvero grande! Ci sono tantissimi appunti e aiuti con lo studio [...]. La mia materia problematica, per esempio, è il francese e l'app ha così tante opzioni per aiutarmi. Grazie a questa app ho migliorato il mio francese. La consiglio a tutti.
Samantha Klich
utente Android
Wow, sono davvero stupita. Ho appena provato l'app perché l'ho vista pubblicizzata molte volte e sono rimasta assolutamente sbalordita. Questa app è L'AIUTO che cercate per la scuola e soprattutto offre tantissime cose, come allenamenti e schede, che a me personalmente sono state MOLTO utili.
Anna
utente iOS
È bellissima questa app, la adoro. È utilissima per lo studio e mi aiuta molto, anzi moltissimo, ma soprattutto mi aiutano molto i quiz, per memorizzare anche quello che non sapevo
Anastasia
utente Android
Fantastica per qualsiasi materia avere gli appunti anche di altre persone è molto utile perchè posso confrontarmi e vedere come migliorarmi. con i quiz riesco ad apprendere al meglio.
Francesca
utente Android
moooolto utile,gli appunti sono belli e funzionanti,schoolGPT da dei consigli formidabili!!
Marianna
utente Android
L'applicazione è semplicemente fantastica! Tutto ciò che devo fare è inserire l'argomento nella barra di ricerca e ottengo la risposta molto velocemente. Non devo guardare 10 video di YouTube per capire qualcosa, quindi risparmio tempo. Consigliatissima!
Sudenaz Ocak
utente Android
A scuola andavo malissimo in matematica, ma grazie a questa applicazione ora vado meglio. Vi sono molto grato per aver creato questa app.
Greenlight Bonnie
utente Android
Knowunity è un applicazione fantastica,considerando che ha degli schemi veramente molto carini e sfiziosi e che ci sono dei quiz,oltre al fatto che questa cosa dell intelligenza artificiale "school gpt" è almeno per me molto utile, perché a differenza di Chatgpt ti da le spiegazioni, ti spiega ciò che non è chiaro! Posso studiare più velocemente tramite gli schemi e che posso pubblicare io stessa gli schemi è una funzione utilissima per gli altri studenti. Knowunity è PERFETTA
Aurora
utente Android
L’app funziona benissimo e puoi trovare qualsiasi tipo di informazione. Non ho l’abbonamento ma la parte gratuita è sufficiente per uno studio approfondito.
Martina
utente iOS
in questi ultimi mesi di scuola dove il tempo è ormai poco, mi sta aiutando molto perché piuttosto che farmi io gli schemi su quello che leggo sul libro guardo questi già fatti e li uso come ripasso piuttosto che rileggermi tutto il libro
Chiara
utente IOS
Questa app è una delle migliori, nient’altro da dire.
Andrea
utente iOS
L'applicazione è molto facile da usare e ben progettata. Finora ho trovato tutto quello che cercavo e ho potuto imparare molto dalle presentazioni! Utilizzerò sicuramente l'app per i compiti in classe! È molto utile anche come fonte di ispirazione.
Stefano S
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Anastasia
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Sudenaz Ocak
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A scuola andavo malissimo in matematica, ma grazie a questa applicazione ora vado meglio. Vi sono molto grato per aver creato questa app.
Greenlight Bonnie
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Miriam Iorio
@miriamiorio_fyfd
Il concetto di mole è fondamentale in chimica per misurare e calcolare quantità di sostanze. Una mole contiene sempre 6,022·10²³ particelle (numero di Avogadro) e ci permette di collegare il mondo microscopico degli atomi con le quantità misurabili in laboratorio.
Accesso a tutti i documenti
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La mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro (6,022·10²³) di particelle elementari, come atomi o molecole. Per prelevare una mole di qualsiasi sostanza, basta pesarne una quantità in grammi numericamente uguale alla sua massa atomica.
Quando conosciamo la massa in grammi (m) di una sostanza, possiamo determinare il numero di moli (n) con la formula: n = m/M, dove M è la massa molare espressa in g/mol. La massa molare coincide numericamente con la massa molecolare (o atomica), ma si misura in g/mol. Ad esempio, se la massa atomica del sodio è 23 u, la sua massa molare è 23 g/mol.
Se invece conosciamo il numero di moli, possiamo calcolare la massa con la formula: m = n·M. È anche possibile ricavare la massa molare conoscendo massa e numero di moli: M = m/n.
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Quando dobbiamo calcolare le moli di una sostanza, applichiamo la formula n = m/M. Ad esempio, per 27 grammi di acqua : n = 27/18 = 1,5 moli. Semplice, no?
Per passare dal numero di molecole alle moli, usiamo il numero di Avogadro. Se abbiamo 12,044·10²³ molecole d'acqua, possiamo impostare una proporzione: 1 : 6,022·10²³ = X : 12,044·10²³, da cui X = 2 moli.
Negli esercizi più complessi, come calcolare i grammi di H₄P₂O₇ che contengono 2,53 g di fosforo, procediamo così: determiniamo il rapporto tra gli elementi nel composto (una mole di H₄P₂O₇ contiene due moli di P), poi impostiamo una proporzione. In questo caso, 61,94 g di P stanno in 177,98 g del composto, quindi 2,53 g di P stanno in 7,27 g del composto.
💡 Suggerimento: Quando lavori con composti, ricorda sempre di considerare quante volte un certo elemento compare nella formula. Per esempio, in MgSO₄ ci sono 4 atomi di ossigeno per ogni formula!
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Quando lavoriamo con reazioni chimiche, le moli ci aiutano a calcolare esattamente quanto reagente serve o quanto prodotto otterremo. Per esempio, per sapere quanti grammi di nitrato di calcio si ottengono da 50 ml di acido nitrico 0,5 M, dobbiamo prima calcolare le moli dell'acido.
Con la formula n = C × V, troviamo che abbiamo 0,075 moli di HNO₃. Dalla reazione Ca(OH)₂ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O vediamo che 2 moli di acido producono 1 mole di sale, quindi avremo 0,0375 moli di Ca(NO₃)₂. Moltiplicando per la massa molare , otteniamo 6,15 g di sale.
Nelle reazioni di neutralizzazione, come Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O, il calcolo è simile. Se abbiamo 50 ml di Al(OH)₃ 0,1 M (0,015 moli), servono 3 moli di HCl per ogni mole di idrossido, quindi 0,045 moli di HCl. Con una concentrazione di 0,5 M, ci occorreranno V = mol/C = 0,045/0,5 = 0,09 L, cioè 90 ml di acido.
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