massa atomica e molecolare

Massa atomica e Massa molecolare
Come si calcola la massa atomica e massa molecolare
Le masse degli atomi misurate in Kilogrammi o in grammi sono valori molto piccoli. Ad esempio,
la massa di un atomo di carbonio-12 corrisponde a 1,99·10-26 Kg. Non è conveniente, da un punto
di vista pratico usare numeri così piccoli. E' più conveniente infatti usare masse atomiche relative,
cioè masse atomiche che sono rapportate ad una grandezza di riferimento.
Massa atomica relativa
I chimici, hanno introdotto una opportuna massa di riferimento che è l'unità di massa atomica
u.m.a. (chiamata anche dalton) che corrisponde alla dodicesima parte della massa di un atomo di
carbonio-12 ovvero a 1,66·10-27 Kg. La massa atomica relativa di un atomo è determinata per
confronto con l'unità di massa atomica e viene espressa in u.
Le masse atomiche sono di solito elencate nella tavola periodica. La massa atomica di un atomo di
ossigeno è 16 volte l'unità di massa atomica, cioè 16 u.m.a., mentre la massa di un atomo di fluoro è
circa 19 volte l'unità di massa atomica, cioè 19 u.m.a.
Pertanto: la massa atomica relativa indica quante volte la massa di un atomo è maggiore
rispetto a un dodicesimo della massa del carbonio-12.
Massa molecolare relativa
La massa di una molecola, detta massa molecolare, è uguale alla somma delle masse di tutti gli
atomi che compongono la molecola.
Vediamo come eseguire il calcolo della massa molecolare dell’acqua H2O
2 atomi di H = 2 · 1,0 = 2,0 u.m.a.
1 atomo di O = 1 · 16,0 = 16,0 u.m.a.
---------------------------------------------massa molecolare
= 18,0 u.m.a.
I chimici usano spesso i termini peso atomico (PA) di un elemento al posto di massa atomica (MA)
e peso molecolare (PM) di un composto al posto di massa molecolare (MM). Queste dizioni
risultano improprie, perché le quantità in esame sono masse e non pesi.
La mole: unità di quantità di sostanza
Da un punto di vista pratico, l'utilizzo delle masse atomiche e molecolari espresse in unità di massa
atomica non è pratico, in quanto tale unità corrisponde a un valore estremamente piccolo (1,66 ·1027 Kg).
E' necessario pertanto trovare un collegamento tra il mondo microscopico e quello macroscopico. A
tal fine è conveniente prendere in considerazione un insieme sufficientemente elevato di unità, tale
da potere essere apprezzato e quindi misurato.
Se prendiamo 64 g di rame, cioè una massa uguale alla massa atomica del rame espressa in grammi,
e 16 g di ossigeno, cioè una massa uguale alla massa atomica dell'ossigeno espressa in grammi,
allora entrambe le quantità contengono lo stesso numero n di atomi.
Le n particelle con massa complessiva pari alla massa atomica espressa in grammi costituiscono una
ben precisa quantità chiamata mole, che è l'unità di misura della quantità di sostanza, una delle
sette grandezze fondamentali del Sistema
Internazionale.
Lo stesso ragionamento resterà valido se
anziché a degli atomi ci si riferisce a delle
molecole.
Tale numero n è stato determinato
sperimentalmente ed è risultato essere 6,022 *
1023. Esso viene indicato con No ed è chiamato
numero di Avogadro, dal nome dello
scienziato che per primo ne ha colto il
significato. Pertanto:
la mole è la quantità di sostanza che contiene
un numero di Avogadro di particelle
elementari, atomi o molecole.
Concludendo: per prelevare una mole di qualsiasi sostanza, basterà pesarne una quantità in grammi
numericamente uguale alla massa atomica o alla massa molecolare. In tal modo saremo sempre certi
che con tale quantità preleveremo sempre un numero di Avogadro di atomi o di molecole.
La mole per il chimico è quindi l'unità di misura fondamentale; essa, infatti, permette di
determinare il numero delle particelle contenute in una determinata quantità di sostanza.
La massa in grammi di una mole prende il nome di massa molare, misurata in g/mol, e il suo
simbolo è M.
Definizione del numero di Avogadro
Il numero di Avogadro, indicato con il simbolo No, corrisponde al numero di particelle
elementari, atomi o molecole presenti un una mole di sostanza.
Il valore del numero di Avogadro si può ottenere sperimentalmente con misurazioni basate sui più
disparati fenomeni, per esempio sulla teoria cinetica dei gas, sulla diffusione della luce
nell'atmosfera, sulla radioattività, sull'elettrolisi. Il suo valore corrisponde a 6,022*1023
particelle/mol.
Quindi: una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre 6,022*1023 particelle, siano esse atomi,
molecole o ioni.