peso atomico e peso molecolare

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PESO ATOMICO E PESO MOLECOLARE.
Gli atomi sono così piccoli che, oltre ad essere invisibili, non si possono pesare in nessun modo. Questo costrinse i
chimici del XIX secolo ad esprimere la massa degli atomi confrontandola con quella di un atomo scelto come campione
di riferimento, ma restava sempre un problema fondamentale: le particelle di un qualsiasi elemento sono atomi o
molecole? Tale questione fu sollevata da Gay – Lussac durante i suoi studi sulle reazioni dei gas; egli osservò
sperimentalmente che le reazioni in fase gassosa conducevano sempre ad un volume di prodotto doppio a quello che ci
si aspettava:
- previsione teorica:
2 volumi di H
+
3 volumi di H
1 volume di O
+

1 volume di N
1 volume di H2O
 1 volume di NH3 (ammoniaca)
- risultati sperimentali:
2 volumi di H
3 volumi di H
+
1 volume di O
+

1 volume di N
2 volumi di H2O
 2 volumi di NH3 (ammoniaca)
Questa apparente anomalia fu chiarita da A. Avogadro che intuì che le particelle che costituiscono alcuni elementi
gassosi sono molecole biatomiche e non atomi singoli ed enunciò (1811) il principio fondamentale secondo cui “volumi
uguali di gas diversi misurati nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione contengono lo stesso numero di
molecole”.
Su questa ipotesi fu possibile calcolare la massa relativa delle molecole di molti elementi, quindi la massa relativa degli
atomi. Infatti, si immagini di misurare la massa di volumi uguali di ossigeno e di idrogeno nelle stesse condizioni di
temperatura e pressione ottenendo i seguenti risultati: m O 2 = 2,88 g
m H2 = 0,18 g.
Dal principio di Avogadro si può notare che i volumi uguali dei due gas contengono lo steso numero di molecole,
quindi il rapporto tra le masse dei gas è uguale a quello tra le masse delle singole molecole:
m O2
2,88
=
m H2
m di una molecola di O2 x n molecole
=
0,18
= 16
m di una molecola di H2 x n molecole
Essendo entrambe le molecole biatomiche, questo significa che la massa dell’atomo di ossigeno è 16 volte maggiore di
quella dell’atomo di idrogeno, ovvero un atomo di ossigeno pesa come 16 atomi di idrogeno.
Come atomo campione di riferimento per la misura delle masse atomiche relative si scelse, inizialmente, l’atomo di
idrogeno che risultava essere presente sempre in minore quantità nei composti ed al quale fu assegnata una massa
unitaria. Il PESO ATOMICO (P.A.) di un atomo è proprio la massa atomica relativa dello stesso atomo riferita
all’atomo campione.
La massa degli elementi non gassosi venne determinata da S. Cannizzaro che analizzò molti composti contenenti lo
stesso elemento, determinandone la massa molecolare e calcolando il peso atomico dell’elemento considerato grazie ad
un metodo da lui ideato.
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Attualmente, la massa degli atomi è determinata con metodi molto sofisticati, ma sempre basati sul principio del
confronto delle masse. Il campione di riferimento è l’atomo di carbonio e l’unità di misura è la dodicesima parte della
massa di questo atomo, detta unità di massa atomica (u) o Dalton che corrisponde esattamente a 1,66 x 10-24 grammi:
1 u = 0,00000000000000000000000166 grammi
Si può, quindi, affermare che la massa atomica relativa (peso atomico) è la massa di un atomo espressa in unità di massa
atomica.
Nel caso di composti, la massa molecolare relativa o PESO MOLECOLARE (P.M.) è la massa di una molecola
espressa in unità di massa atomica e si calcola semplicemente facendo la somma dei pesi atomici di tutti gli atomi
presenti nella formula del composto:
PM H2SO4 = 2 x PAH + PAS + 4 x PAO = 2 x 1,008u + 32,064u + 4 x 15,999u = 98,09 u
La quantità di sostanza e la MOLE.
Quando si vogliono realizzare delle trasformazioni chimiche reali non è possibile far reagire tra loro solo due molecole
di reagenti, ma bisogna risalire alla quantità di reagenti da impiegare per ottenere una certa massa di prodotto. Questo
vuol dire passare dal mondo invisibile degli atomi (microscopico) a quello del laboratorio in cui lo strumento essenziale
è la bilancia (macroscopico). È possibile pesare uno o due o tre o …anche quattro atomi di un elemento? Assolutamente
no! È necessario quindi trovare una qualche relazione tra la massa di sostanza ed il numero di particelle in essa
contenute; nel S.I. tale relazione è espressa dalla quantità di sostanza o quantità chimica (n) la cui unità di misura è la
MOLE (mol).
Quanta sostanza c’è in una mole? Una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre lo stesso numero di particelle, siano
esse atomi o molecole; inoltre, esistendo particelle di diversa massa, varia la dimensione della mole, ma non cambia mai
il numero di particelle. Il numero di particelle contenute in una mole corrisponde al numero di Avogadro N A, dato
sperimentale che corrisponde al numero di atomi contenuti in 12,00 g di carbonio – 12 cioè a 6,022 x 1023
particelle/mol. Ne segue che la mole può essere definita come la quantità di sostanza che contiene un numero di
particelle uguale al numero di atomi contenuti in 12,00 g di carbonio – 12, ovvero come la quantità di sostanza che
contiene un numero di Avogadro di particelle (atomi, molecole…).
Quanto pesa una mole? Dalla definizione di mole, si può facilmente intuire che la massa di una mole è uguale
numericamente al peso atomico o al peso molecolare (infatti, una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre lo stesso
numero di particelle le quali, però, hanno masse diverse a seconda che si tratti di elementi differenti, molecole o
composti; essendo le masse atomiche e molecolari relative all’atomo campione, una mole di qualsiasi sostanza equivale
al suo peso atomico o molecolare espresso in grammi). La massa in grammi di una mole di una qualsiasi sostanza è
detta massa molare ed è espressa in grammi/mole.
Per calcolare la massa di una mole di una qualsiasi sostanza si deve:
 convertire in grammi il peso atomico o molecolare della sostanza mediante l’unità di massa atomica
(1 u = 1,66 x 10-24 grammi)  si ottiene, così, la massa dell’atomo o della molecola;
 moltiplicare la massa dell’atomo o della molecola per il numero di particelle contenute in una mole, ovvero per
il numero di Avogadro.
ESERCIZI.
1) Calcolare il peso molecolare del trinitrotoluene (TNT o tritolo) avente formula C 6H2CH3(NO2)3.
2) Il butano è un idrocarburo che ha formula C4H10. Calcola la % del carbonio nel composto.
3) Un bicchiere da tavola di acqua minerale contiene 13 mol di H2O. Quante molecole di acqua sono presenti nel
bicchiere?
4) Calcola la composizione % del composto XeF4.