Capitolo 5
La quantità
chimica: la mole
La massa atomica
e la massa
molecolare
E’ impossibile trovare una bilancia che misuri direttamente il peso degli
atomi o delle molecole.
Si parla infatti non di massa assoluta, ma di massa relativa che indica
quante volte un atomo pesa rispetto ad un atomo preso come riferimento.
La Comunità scientifica ha scelto come riferimento la dodicesima parte del
12C per cui tutti gli atomi vengono pesati relativamente a questa unità che
prende il nome di dalton.
dalton = unità di massa atomica (u) = 1/12
12C
Da una misura sperimentale il dalton = 1,667∙10-27 Kg, una quantità
troppo piccola per poter essere pesata anche sulle bilance più sensibili, per
questo anziché porre un singolo atomo se ne pongono n tali da poter essere
pesati e confrontati.
Questo è il motivo per cui la massa relativa degli atomi è un numero puro
adimensionale e prende il nome di massa atomica o peso atomico MA.
Grazie ad una particolare tecnica che si chiama spettrometria di massa, oggi
disponiamo di una tabella della massa atomica relativa di tutti gli elementi.
N.B.: la MA è la media ponderata delle MA degli isotopi di quell’elemento.
Es. troviamo lo S sulla tavola periodica.
La sua massa atomica è 32u cioè pesa NON 32 g, ma 32 volte di più
rispetto alla massa atomica u (32 x 1,667∙10-27 Kg = massa assoluta)
Nel caso delle molecole composte da più elementi bisogna sommare le MA dei
singoli atomi che la compongono per calcolare appunto la massa molecolare,
MM (attenzione a moltiplicare gli indici numerici per le MA).
Es. trovare la MMH2O = 1u ∙ 2 + 16u = 18u
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Focus on...
La mole
MA ed MM si esprimono in u, ma questa è un’unità
troppo piccola per poter essere misurata su una bilancia.
Quando si ha a che fare con oggetti molto piccoli, è
meglio
prendere
in
considerazione
un
insieme
sufficientemente elevato di unità tale da poter essere
apprezzato e misurato.
In chimica, l’unità di misura della quantità di sostanza
indicata dal SI è la mole e, come per il paio (2), la dozzina
(12), la risma (500), indica un numero preciso di particelle
atomiche o molecole.
Questo numero viene indicato con NA ed è chiamato
numero di Avogadro.
Per prelevare una mole di qualsiasi sostanza basterà pesare una
quantità in g pari alla sua MA o alla sua MM nel caso delle
molecole. In questo modo saremo certi di prelevare una quantità
precisa di quella sostanza perché conterrà un NA di particelle.
La definizione di mole adottata dalla Comunità scientifica
è la seguente:
Sono sempre 1 PAIO di scarpe, ma non avranno la stessa massa.
Allo stesso modo, 1 MOLE di due sostanze diverse avranno masse diverse anche
se il numero di atomi contenuti è lo stesso.
La massa di una mole è chiamata massa molare (M) e la sua unità di misura
è g/mol.
Esempi:
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MA 12C = 12 una mole di 12C = 12 g di 12C e conterrà 6.02 ∙ 1023 atomi di 12C;
MA H = 1 una mole di H = 1 g di H e conterrà 6.02 ∙ 10-23 atomi di H;
MA O = 16 una mole di O = 16 g di O e conterrà 6.02 ∙ 1023 atomi di O;
MM H2O = 18 una mole di H2O = 18 g di H2O e conterrà 6.02 ∙ 1023 molecole di
H2O.
2H2O posso leggerlo da un punto di vista microscopico come 2 molecole di
H2O oppure da un punto di vista macroscopico come 2 moli di H2O.
Obiettivo: sapere calcolare quante moli sono contenute
in una cera quantità di sostanza
Supponiamo di voler determinare quante dozzine sono contenute in una
certa quantità di uova, in particolare in 48 uova.
Basta dividere 48/12 = 4 dozzine
Allo stesso modo, se vogliamo determinare quante moli sono contenute ina
una certa quantità di sostanza dobbiamo applicare la formula:
n (moli) = mg/Mg/mol
Es. quante moli sono contenute in 176 g CO2?
n (moli) = 176g / 44g/mol = 4 moli di CO2
Per calcolare il numero di particelle contenute in 4 moli di CO2 basta
moltiplicare 4 per NA.
Np = NA x n
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