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Reazioni in soluzione acquosa
In soluzione acquosa, si verificherà una reazione chimica fra due o più elettroliti se le combinazioni degli ioni che da essi derivano formano:
un sale insolubile
un elettrolita debole
un gas
Quando è possibile prevedere una reazione chimica fra due o più specie ?
Le reazioni possono essere:1 – di precipitazione2 – acido-base3 – di metatesi4 - di ossidoriduzione (redox) fra un ossidante ed un riducente
CuCl2(aq) + NaOH(aq) Cu2+ + 2 Cl- + Na+ + OH-
Cu(OH)2 idrossido insolubile
1) Dissociazione elettrolitica
2) Individuazione prodotto insolubile
3) Individuazione ioni spettatori Na+, Cl-
4) Bilanciamento di massa e carica
Cu2+ + 2 OH- Cu(OH)2
Reazioni in soluzione acquosa
SolubilitàSolubilità: è la quantità massima di sale che può sciogliersi in una soluzione acquosa. La solubilità è espressa in moli/L.
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Composti solubiliComposti solubili s > 0.1 mol/L
Composti insolubiliComposti insolubili s < 0.1 mol/L
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-
(aq)
Pb(NO3)2(s) Pb2+(aq) + 2 NO3
-(aq)
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4
2-(aq)
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
In un sale insolubile il solido e i corrispondenti ioni in soluzione sono in equilibrio tra di loro:
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
Kps = [PbKps = [Pb2+2+] · [Cl] · [Cl--]]22
KpsKps: costante del prodotto di solubilità. Per un dato sistema ha un valore costante a t° = cost (25°C)
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
AgBr (s) Ag+(aq) + Br-
(aq)
Kps = [Ag+] · [Br-] = 5·10-13
Esempi:Esempi:
Fe(OH)3 (s) Fe3+(aq) + 3 (OH)-
(aq)
Kps = [Fe3+] · [OH-]3 = 3·10-39
Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca2+(aq) + 2 (PO4)3-
(aq)
Kps = [Ca2+]3 · [(PO4)3-]2 = 1·10-33
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni all’equilibrio può essere agevolmente calcolata dall’espressione della Kps:
Esempio:Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb2+ e di SO42-
all’equilibrio, in una soluzione satura di PbSO4, sapendo che Kps = 1.8·10-8. PbSO4(s) Pb2+
(aq) + SO42-
(aq)
Kps = [Pb2+] · [SO42-] = 1.8·10-8
[Pb2+] = [SO42-] = x
x2 = Kps = 1.8·10-8
x = Kps = 1.34·10-4
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
In una soluzione satura di un sale insolubile, la concentrazione degli ioni all’equilibrio non è altro che la sua solubilità in acqua:
PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO4
2-(aq)
= Kps = 1.34·10-4 = s[Pb2+] = [SO42-]
Più in generale per calcolare la solubilità di un sale occorre calcolare la concentrazione degli ioni provenienti dal sale, tenendo conto dei rapporti ponderali ovvero della stechiometria della reazione
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Esempio:Esempio: Calcolare la solubilità in acqua del fluoruro di bario, sapendo che Kps = 1.8 ·10-7. Esprimere la solubilità sia in moli/L che in g/L.
BaF2(s) Ba2+(aq) + 2 F-
(aq)
Kps = [Ba2+] · [F-]2 = s ·(2s)2 = 1.8·10-7
[Ba2+] = s [F-] = 2s
4s3 = Kps
Per 1 mole di BaF2 che si scioglie, si formano 1 mole di Ba2+ e 2 moli di F-:
s = = 3.6·10-3Kps 4
3
mol/L
Per trovare la solubilità in g/L:
PM BaF2 = 175.3 g/mol s = 3.6·10-3 mol/L · 175.3 g/mol = 0.63 g/L
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Dall’espressione della costante del prodotto di solubilità è possibile calcolare la concentrazione di uno dei due ioni all’equilibrio, nota la concentrazione dell’altro:
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 = 1.7·10-5
Esempio:Esempio: Calcolare la concentrazione di Pb2+ all’equilibrio, sapendo che la concentrazione di Cl- = 2.0·10-2 M
[Pb2+] = =Kps
[Cl-]2
1.7·10-5
[2·10-2]2= 4.25·10-2
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Formazione di un precipitatoFormazione di un precipitato
I valori di Kps possono essere utilizzati per prevedere la formazione di un precipitato.
Prodotto ionico: Prodotto ionico:
P = [PbP = [Pb2+2+] · [Cl] · [Cl--]]22
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
•Kps è una costante
•P può assumere qualunque valore
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
•P > Kps formazione di un precipitato
•P < Kps non si forma precipitato
•P = Kps siamo al punto di precipitazione
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Effetto dello ione comuneEffetto dello ione comune
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
La presenza di uno ione comune diminuisce la solubilità
Esempio:Esempio: Calcolare la solubilità di PbCl2 in acqua e in una soluzione 2.0·10-2 M di KCl.
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 = s ·(2s)2 = 1.7·10-5
[Pb2+] = s [Cl-] = 2s
4s3 = Kps s = = 1.6·10-2Kps 4
3
mol/L
Effetto dello ione comuneEffetto dello ione comune
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2 Cl-
(aq)
La presenza di uno ione comune diminuisce la solubilità
Esempio:Esempio: Calcolare la solubilità di PbCl2 in acqua e in una soluzione 0.10 M di KCl.
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
sH2O = 1.6·10-2 mol/L
KCl (s) K+(aq) + Cl-
(aq)[Cl-] = 0.10 M
Kps = [Pb2+] · [Cl-]2 = s' ·(0.10)2 = 1.7·10-5
[Pb2+] = s' [Cl-] = 0.10 + 2s' ≈ 0.10
Kps (0.10)2
s' = = = 1.7·10-31.7·10-5
0.01
Solubilizzazione dei precipitatiSolubilizzazione dei precipitati
Per portare in soluzione il precipitato di un sale insolubile occorre aggiungere un reagente in grado di sottrarre uno o entrambi gli ioni componenti.
• Un acido forteacido forte per sottrarre anioni basici
• Un agente complessanteagente complessante per sottrarre cationi metallici
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Acido forteAcido forte
Fe(OH)2(s) Fe2+(aq) + 2 OH-
(aq)
H2OH+
2H+(aq) + 2OH-
(aq) 2H2O
Fe(OH)2(s) + 2H+(aq) Fe2+
(aq) + 2H2O
K = K1·K2 = Kps ·1/(Kw)2 = 5·1011
Kps Fe(OH)2 = 5·10-17
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Acido forteAcido forte
•Tutti i carbonatiTutti i carbonati
•Molti solfuriMolti solfuri
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
Formazione di complessiFormazione di complessi
L’ammoniaca e l’idrossido di sodio vengono comunemente usati per sciogliere precipitati contenenti cationi che formano complessi stabili con questi due leganti:
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-
(aq)
[Ag(NH3)2]+
NH3
Kps AgCl = 1.8 ·10-10
K = K1·K2 = Kps ·Kf = 3.1·10-3
Kf = 1.7 ·107
Equilibri di precipitazioneEquilibri di precipitazione
EserciziEsercizi
Calcolare la solubilità dell’idrossido di cadmio (KPS = 2.00·10-14) in acqua pura e in una soluzione di idrossido di sodio 0.240 M. (s = 1.71·10-5M; s’ = 3.47·10-13 M)
La solubilità del cromato d’argento è 2.5·10-2 g·dm-3. Calcolare la costante del prodotto di solubilità. (1.70·10-12 mol2·L-2)
In 1.00 L di H2O vengono disciolti 2.13 mg di solfato di sodio, 1.58 mg di carbonato di sodio e 4.00 mg di nitrato di bario. Sapendo che KPS(BaCO3) = 2.0·10-9 M2 e KPS(BaSO4) = 1.5·10-10 M2 dire quali sali precipiteranno. ([Na2SO4] = 1.50·10-5 M; [Na2CO3] = 1.51·10-5 M; [Ba(NO3)2] = 1.53·10-5 M; precipita il BaSO4)
Unità di Misura Sistema Internazionale
Grandezze Fondamentali: l'unità di misura è definita in modo indipendente;
Grandezze Derivate: l'unità di misura è definita tramite le relazioni analitiche che le collegano alle grandezze fondamentali.
Caratteristiche del S.I.Completo: tutte le grandezze fisiche considerate si possono ricavare
dalle grandezze fondamentali tramite relazioni analitiche; Coerente: le relazioni analitiche che definiscono le unità delle grandezze
derivate non contengono fattori di proporzionalità diversi da 1;
Decimale:(tranne che per la misura degli intervalli di tempo): multipli e sottomultipli delle unità di misura sono potenze di 10.
Il S.I. codificale norme di scrittura dei nomi e dei simboli delle grandezze fisiche l'uso dei prefissi moltiplicativi secondo multipli di 1000.
1961 - XI Conferenza Generale dei Pesi e Misure
Sistema InternazionaleGrandezze fondamentali
Grandezza
Unità di misura
Simbolo
Definizione
Intervallo di tempo
secondo s Il secondo è la durata di 9'192'631'770 periodi della radiazione emessa dall'atomo di Cesio 133 nella transizione tra i due livelli iperfini (F=4, M=0) e (F=3, M=0) dello stato fondamentale 2S(1/2). (13a GCPM, 1967)
Lunghezza metro m Il metro è la distanza percorsa dalla luce nel vuoto in un intervallo di tempo di 1/299'792'458 di secondo. (17a CGPM, 1983)
Massa kilogrammo kg Il kilogrammo è la massa del prototipo internazionale conservato al Pavillon de Breteuil (Sevres, Francia). (3a CGPM, 1901)
Temperatura kelvin K Il kelvin è la frazione 1/273.16 della temperatura termodinamica del punto triplo dell'acqua. (13a CGPM, 1967)
Quantità di sostanza
mole mol La mole è la quantità di sostanza che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi in 0.012 kg di Carbonio 12. Quando si usa la mole, deve essere specificata la natura delle entità elementari, che possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni, altre particelle o gruppi specificati di tali particelle. (14a CGPM, 1971); (17a CGPM, 1983)
Intensità di corrente elettrica
ampere A L' ampere è la corrente che, se mantenuta in due conduttori paralleli indefinitamente lunghi e di sezione trascurabile posti a distanza di un metro nel vuoto, determina tra questi due conduttori una forza uguale a 2x10-7 newton per metro di lunghezza. (9a CGPM, 1948)
Intensità luminosa
candela cd La candela è l'intensità luminosa, in un'assegnata direzione, di una sorgente che emette una radiazione monocromatica di frequenza 540x1012 Hz e la cui intensità energetica in tale direzione è 1/683 W/sr. (16a GCPM, 1979)
Sistema InternazionaleGrandezze derivate
GrandezzaUnità di misura
Simbolo Conversione
Frequenza hertz Hz 1 Hz = 1 s-1
Forza newton N 1 N = 1 kg m s-2
Pressione pascal Pa 1 Pa = 1 N m-2
Lavoro- Energia joule J 1 J = 1 N m
Potenza watt W 1 W = 1 J s-1
Carica elettrica coulomb
C 1 C = 1 s A
Differenza di potenziale elettrico
volt V 1 V = 1WA-1
Resistenza elettrica
ohm 1 = 1 V A –1
Sistema InternazionaleAltre unità di uso comune
GrandezzaUnità di misura
Simbolo Conversione
Volume litromillilitro
LmL
1 L = 1 dm3 = 10-3 m3
1mL = 1 cm3 = 10-6
m3
Lunghezza angstrom Å 1Å = 10-10m
Pressione atmosferabartorr
atmbar
1 mmHg
1 atm = 101˙325 Pa1 bar = 105 Pa
1 mmHg = 133.322 Pa
Energia ergelettronvolt
caloriacm-1
ergeVcalcm-1
1 erg = 10-7 J1 eV =
1.60217733·10-19C 1 cal = 4.184 J1.986·10-23 J
Temperatura
grado centigrado
grado Fahrenheit
°C°F
1 °C = K – 273.151°F = 1.8(K-273.15)+32
Sistema InternazionalePrefissi moltiplicativi
Fattore
Prefisso
Simbolo
Fattore
Prefisso
Simbolo
1024 yotta- Y- 10-24 yocto- y-
1021 zetta- Z- 10-21 zepto- z-
1018 exa- E- 10-18 atto- a-
1015 peta- P- 10-15 femto- f-
1012 tera- T- 10-12 pico- p-
109 giga- G- 10-9 nano- n-
106 mega- M- 10-6 micro- µ-
103 chilo- k- 10-3 milli- m-
102 etto- h- 10-2 centi- c-
10 deca- da- 10-1 deci- d-
Sistema InternazionaleRegole di Scrittura
I nomi delle unità di misura vanno sempre scritti in carattere minuscolo, privi di accenti o altri segni grafici. Es: ampere, non Ampère.
I nomi delle unità non hanno plurale. Es: 3 ampere, non 3 amperes.
I simboli delle unità di misura vanno scritti con l'iniziale minuscola, tranne quelli derivanti da nomi propri. Es: mol per la mole, K per il kelvin.
I simboli non devono essere seguiti dal punto (salvo che si trovino a fine periodo).
I simboli devono sempre seguire i valori numerici . Es: 1 kg, non kg 1.
Il prodotto di due o più unità va indicato con un punto a metà altezza o con un piccolo spazio tra i simboli. Es: N·m oppure N m.
Il quoziente tra due unità va indicato con una barra obliqua o con esponenti negativi. Es.: J/s opp. J s-1.
I nomi delle unità di misura vanno sempre scritti in carattere minuscolo, privi di accenti o altri segni grafici. Es: ampere, non Ampère.
I nomi delle unità non hanno plurale. Es: 3 ampere, non 3 amperes.
I simboli delle unità di misura vanno scritti con l'iniziale minuscola, tranne quelli derivanti da nomi propri. Es: mol per la mole, K per il kelvin.
I simboli non devono essere seguiti dal punto (salvo che si trovino a fine periodo).
I simboli devono sempre seguire i valori numerici . Es: 1 kg, non kg 1.
Il prodotto di due o più unità va indicato con un punto a metà altezza o con un piccolo spazio tra i simboli. Es: N·m oppure N m.
Il quoziente tra due unità va indicato con una barra obliqua o con esponenti negativi. Es.: J/s opp. J s-1.
Molarità (M) mol L-1 [A] =moli di soluto A
litri di soluzione
Molalità (m) mol Kg-3 m =moli di soluto
chilogrammi di solvente
Percentuale in peso (% p/p o v/v) % p/p (v/v) = massa (volume)di soluto
massa (volume) di soluzione
Frazione molare () A=moli del componente A
moli totali di tutti i componenti
Parti per milione (ppm) ppm = massa di sostanza
massa del campione
x 100
x 106
Le Soluzioni Unità di Misura Concentrazione
Le Soluzioni Preparazione di Soluzioni
Prima di preparare qualsiasi soluzione è necessario effettuare i calcoli per conoscere i quantitativi e la
vetreria necessari. Ricontrollare sempre con attenzione prima di operare.
Misura del Soluto e del Solvente
SolidoPonderale
LiquidoVolumetrica o Ponderale
Preparazione soluzione a molarità nota per pesata
Preparazione soluzione a molarità nota per diluizione
Preparazione soluzione a percentuale nota
Le Soluzioni Misura della massa
Bilancia
Meccanica
Tecnica PortataSensibilità
Qualche Kg0.2-0.01 g
Analitica PortataSensibilità
Fino a 400 g0.001-0.0001 g
Elettronica
Piano antivibrante e messa in bolla
Sensibilità pari ad 1/10 del valore di accuratezza richiesto.
Alimentare la bilancia almeno ½ ora prima dell’uso per condizionare i circuiti elettrici.
Eseguire la calibrazione e/o l’azzeramento.
Porre il contenitore sul piattello e azzerare nuovamente (tara).
Togliere il contenitore per introdurvi la sostanza.
Rimettere il contenitore con la sostanza sul piattello ed effettuare la pesata.
Togliere il contenitore, azzerare e pulire la bilancia.
Le Soluzioni Misura della massa
Le Soluzioni Misura del volume
matracci
burette
pipette
pro-pipetta
Cilindri (5-
10%)
sostegno
ragno
pipette
Trattamento dei dati
Numero Notazione Cifre significative
1.01 1.01 30.0145 1.45·10-2 310.04 1.004·101 40.000045 4.5·10-5 2304’500 3.045·105 4304’500 3.0450·105 5304’500 3.04500·105 6
I dati misurati o calcolati possono essere espressi nella notazione scientifica sotto forma di potenze di 10. In questa forma i calcoli possono essere sveltiti e semplificati. Alla fine dei calcoli devono essere riportate solo le cifre significative: minimo numero di cifre richiesto per esprimere un valore senza alcuna perdita di accuratezza.
Il numero di cifre decimali dipende dallo strumento impiegato !
Es.: bilancia avente sensibilità a 0.1 mg
Pesata 5.2004 g: Cifre significative: 5Cifre decimali : 4Errore: 0.0001
La massa misurata è compresa fra 5.2003 e 5.2005 g.
Pesata 10.2000 g: Cifre significative: 6Cifre decimali : 4Errore: 0.0001
La massa misurata è compresa fra 10.1999 e 10.2001 g.
Trattamento dei dati
Errore sistematico
Errore casuale
Dipende generalmente da un fattore ripetuto in tutte le misure.
Può essere strumentale o dovuto all’operatore.
Si può contenere mediante tarature e calibrazioni.
È dovuto ad errori non ripetibili umani o strumentali.
Può essere valutato mediante un’indagine statistica.
Errore nelle misure sperimentali
Accuratezza
Precisione
È la vicinanza al valore vero
È l’indice della ripetibilità di una misura
Errore nelle misure sperimentali
Incertezza
Assoluta: margine di incertezza associato ad una misura (50.00±0.01 mL) (0.10±0.01
mL)
Relativa: rapporto tra incertezza assoluta e quantità misurata (0.01/50 =0.0002) (0.01/0.1 =0.1)
Percentuale: incertezza relativa x 100 (0.02%) (10%)
2)(
2
2
2
)(
x
exy
Media e Deviazione standard
=100 = 0.25
± 68.3 % ± 2 95.5 % ± 3 99.7 %
± 68.3 % ± 2 95.5 % ± 3 99.7 %
Precisione nelle misure sperimentali
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
1
99 99.5 100 100.5 101
flesso
Media x e Deviazione standard s
11
)( 2
n
r
n
xxs
n
ii
n
ii
x
Deviazione standard
100 ± 0.25 68.3 %100 ± 0.5 95.5 %100 ± 0.75 99.7 %
100 ± 0.25 68.3 %100 ± 0.5 95.5 %100 ± 0.75 99.7 %
Nella realtà il numero di misure n è contenuto, pertanto non è possibile conoscere i valori reali della media e della deviazione standard !
Precisione nelle misure sperimentali
x =100s = 0.25
-
Misure: 7, 18, 10, 15, 12
n = 5
Media = (7+18+10+15+12)/5 = 12.4
412 x
3.44
)5.1212()5.1215()5.1210()5.1218()5.127( 22222
s
Esempio
Misure indirettePropagazione dell’errore
Una misura indiretta consiste nella determinazione di una grandezza f(x1, x2, x3, …) tramite misure delle variabili x1, x2, x3 … da cui essa dipende. L’errore x1, x2, x3 … sulle misure x1, x2, x3 … si propaga sull’errore f sulla misura di f.
S = x1·x2
x1
x2x1 = x1 ± x1
x2 = x2 ± x2
Come calcolare S ?
Smax = (x1+x1)·(x2+x2) = x1·x2+x1·x2+x2·x1+x1·x2
Smin = (x1-x1)·(x2-x2) = x1·x2-x1·x2-x2·x1+x1·x2
S = (Smax- Smin)/2 = =½·[(x1·x2+x1·x2+x2·x1+x1·x2)-(x1·x2-x1·x2-x2·x1+x1·x2)] = = ½·(x1·x2+x1·x2+x2·x1+x1·x2-x1·x2+x1·x2+x2·x1-x1·x2) = = ½·(2 x1·x2 + x2·x1) = x1·x2 + x2·x1
Misure indiretteErrore Limite
S = x1·x2
S = x1·x2 + x2·x1
S/S = x1/x1 + x2/x2
Errore limite
Errore limite relativo
L’errore limite è l’errore massimo che è possibile commettere ricavando analiticamente una grandezza da altre di cui si conoscano le incertezze.
Esso dipende:
dall’incertezza sulle singole misure x1, x2, …
dalla forma analitica della dipendenza
Misure indiretteCalcolo dell’errore
È possibile
calcolare a priori
l’errore tramite
un’operazione di
differenziazione
2
2
1
1
211222
11
21
21
),(
x
dx
x
dx
S
dS
dxxdxxdxx
Sdx
x
SxxdS
xxS
Passando dai differenziali dS alle differenze finite S si ritrova2
2
1
1
x
x
x
x
S
S
Calcolo della concentrazione di una soluzione preparata per pesata:
VPM
gC
1
V
V
g
g
V
V
PM
PM
g
g
C
C
)(
)(
CV
V
g
gC
Misure indiretteCalcolo dell’errore
Calcolo della concentrazione di una soluzione preparata per diluizione:
2
2
1
1
1
1
2
2
2
112
2211
V
V
V
V
C
C
C
C
V
VCC
VCVC
22
2
1
1
1
12 C
V
V
V
V
C
CC
Misure indiretteCalcolo dell’errore
Esempi
Calcolare la concentrazione e il relativo errore sperimentale di una soluzione preparata sciogliendo 1.3245±0.0001 g di solfato di potassio in 250.00±0.02 mL di H2O.
VPM
gC
1
V
V
g
g
V
V
PM
PM
g
g
C
C
)(
)(C
V
V
g
gC
62 10·73.410·0405.3·00.250
02.0
3245.1
0001.0
M
[K2SO4] = (3.0405±0.005)·10-2
M
≈ 5·10-6
PM K2SO4 = 174.25 g·mol-1 molK2SO4 = molmolg
g 31
10·6011.7·25.174
3245.1
MmL
molM 2
3
10·0405.325000.0
10·6011.7
Esempi
25.00±0.01 mL di HCl 12.00±0.01 M vengono utilizzati per preparare 1.000±0.001L di una soluzione a concentrazione minore. Calcolare la concentrazione finale e il relativo errore sperimentale.
ffii VMVM ··
ML
LM
V
VMM
f
iif 3000.0
000.1
02500.0·00.12·
310·37.33000.0·000.1
001.0
00.25
01.0
00.12
01.0·
f
f
f
i
i
i
if M
V
V
V
V
M
MM
[HCl] = 0.300±0.003 M
Esempi
Calcolare la molarità e il relativo errore sperimentale di una soluzione preparata diluendo 30.00±0.01 g di una soluzione di acido nitrico al 65.00% in peso fino ad un volume finale di 500.0±0.1 mL. (0.6190±0.0003M)
Calcolare la molarità e il relativo errore sperimentale di una soluzione preparata diluendo 30.00±0.01 mL di una soluzione di acido nitrico al 65.00% in peso (d = 1.390 g·mL-1) fino ad un volume finale di 500.0±0.1 mL. (0.8605±0.0005M)
Preparare 50.00±0.01 mL di una soluzione 0.320 M di cloruro di nichel esaidrato a partire dal sale solido. Considerando pari a ±0.001 l’incertezza sperimentale sulla determinazione della massa si calcoli l’errore limite della concentrazione. (1·10-4)