LA MOLE : UN’UNITA’ DI MISURA FONDAMENTALE PER LA CHIMICA
Definizione
Poiché è impossibile contare o pesare gli atomi o le molecole che formano una qualsiasi
sostanza chimica, si ricorre alla grandezza detta quantità di sostanza, la cui unità di
misura è la mole.
La mole corrisponde ad un numero fisso (NA = numero o costante di Avogadro) di
particelle – atomi, ioni, molecole – che costituiscono una determinata quantità di una
sostanza chimica. E’ un po’ come dire dozzina (dodici oggetti, di qualunque tipo siano) o
paio (due oggetti).
Una mole di una sostanza corrisponde alla massa espressa in grammi corrispondente alla
massa molare (massa atomica o massa molecolare) della sostanza in questione.
Calcoliamo i grammi corrispondenti ad una mole di acqua (H2O). La formula da applicare è
la seguente: mole = grammi : massa molecolare. Conoscendo i valori delle masse
atomiche dei due elementi costituenti il composto (H = 1; O = 16), possiamo ricavare la
massa molecolare dell’H2O (18); applichiamo la formula inversa: grammi = mole x massa
molare = 1 x 18 = 18. Quindi una mole di acqua avrà massa uguale a 18 grammi.
Applicazione
La mole è utile in molti casi. Per esempio è possibile calcolare la massa dei prodotti di una
reazione chimica conoscendo la massa anche di uno solo dei reagenti.
Data la reazione 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O, calcolare i grammi di SO2 che si formano
a partire da 250 g di H2S. (P.A.: S = 32; O = 16; H = 1).
I coefficienti stechiometrici della reazione bilanciata ci dicono che 2 moli di H2S
produrranno 2 moli di SO2. Quindi, dobbiamo calcolare le moli effettive di H2S che
corrispondono a 250 g di tale composto applicando la formula precedente (moli = 250 : 34
= 7,35). Le moli così ottenute sono le stesse del composto SO2. Basta ora applicare la
formula inversa per calcolare la massa del prodotto (grammi = 7,35 x 64 = 470,4).
LEGGE DI LAVOISIER
Definizione
E’ la legge quantitativa fondamentale della Chimica, e dice “la somma delle masse dei
reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti”. Ciò significa che nel corso di
qualunque reazione chimica le particelle (atomi) non vengono create o distrutte, ma si
ricombinano (cioè si separano e si riuniscono) in modo diverso per formare nuove
sostanze. Questo è anche il motivo per cui ogni reazione chimica deve essere scritta in
modo bilanciato (aggiungendo, se necessario, dei numeri – detti “coefficienti
stechiometrici” davanti alle formule).
Applicazione
Ecco un esempio di bilanciamento di una reazione chimica:
NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + H2O
[Na e H non bilanciati]
3 NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3 H2O
[tutti gli elementi sono bilanciati]
LEGGE DI PROUST
Definizione
Quando due elementi reagiscono per formare un composto, la quantità (massa espressa
in grammi) di uno dei due reagenti si combina con una quantità definita e costante
dell’altro (rapporto di combinazione). Ciò avviene perché la molecola di un composto
chimico è costituita da un numero determinato di atomi. Ad esempio, la molecola
dell’acqua è formata da due atomi di idrogeno + uno di ossigeno (H2O), quella dell’anidride
carbonica da un atomo di carbonio + due di ossigeno (CO2), e così via. Ovviamente il
rapporto di combinazione cambia al variare dei reagenti e dei prodotti.
Applicazione
Un grammo di Ferro si combina con 0,57 grammi si Zolfo per formare 1,57 g del composto
FeS (solfuro ferroso).
Analogamente, 2 grammi di Ferro si combinano con 1,14 g di Zolfo per formare 3,14 g di
FeS. Qual è il rapporto di combinazione in questo caso? Posto uguale a 1 il termine del
rapporto corrispondente all’elemento che si combina in quantità maggiore – il Ferro –, si
ricava il secondo termine dividendo il quantitativo minore per quello maggiore:
0,57 : 1 o anche 1,14 : 2 = 0,57
Il rapporto di combinazione tra Fe e S sarà quindi 1 : 0,57.
Che succede allora se mescoliamo, ad esempio, 2 g di Fe con 1,5 g di S? Poiché il
rapporto di combinazione non cambia – infatti il composto che si forma è sempre FeS –
solo una parte dello zolfo, corrispondente a 1,14 g, reagirà col quantitativo dato di ferro,
mentre il rimanente (quantitativo in eccesso rispetto al rapporto di combinazione), cioè
0,36 g, non si combinerà col ferro.
LEGGE DI DALTON
Definizione
Esistono molti elementi (ad esempio il Carbonio, l’Azoto o lo Zolfo) che sono in grado di
formare diversi composti con un altro elemento (ad esempio l’Ossigeno). Dalton si accorse
che quando ciò avviene, un elemento si combina in quantità fissa mentre l’altro in quantità
variabile a seconda del tipo di composto.
Le quantità dell’elemento che si combina in modo variabile, possono essere espresse con
numeri interi e semplici.
Applicazione
Il Carbonio e l’Ossigeno possono formare due composti: CO e CO2. Se 3 grammi di
Carbonio si combinano con 4 g di Ossigeno formando 7 g di CO, mentre gli stessi 3 g di
Carbonio si combinano con 8 g di Ossigeno formando 11 g di CO2, in che rapporto si
trovano le due quantità variabili di Ossigeno? Basta dividere il quantitativo maggiore per
quello minore e otteniamo
8:4=2
Il rapporto è quindi 1 : 2
(notare la differenza tra le formule dei due composti)
LO STATO AERIFORME : LE LEGGI DEI GAS
I gas sono formati da particelle non legate fra loro, quindi totalmente
libere di muoversi. Questo è il motivo per cui i gas non hanno né
forma né volume proprio e sono facilmente comprimibili, in quanto
fra le loro particelle esiste un enorme spazio vuoto.
Legge di Boyle (isoterma)
Il volume di un gas, a temperatura costante, è inversamente proporzionale al suo volume
(P x V = costante). Ciò significa che più comprimiamo una massa gassosa, più il suo
volume si ridurrà (esempio della siringa).
Legge di Charles (isobara)
Il volume di un gas, a pressione costante, è direttamente proporzionale alla sua
temperatura assoluta (V : T = costante). Ciò significa che, se scaldiamo un gas in un
contenitore che si può espandere, il suo volume aumenterà.
Legge di Gay-Lussac (isocora)
A volume costante, la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla sua
temperatura assoluta (P : T = costante). Ciò significa che, se aumentiamo la temperatura
di una massa gassosa contenuta in un recipiente chiuso, la sua pressione aumenterà.
Equazione di stato generale dei gas perfetti
Per un gas ideale (vale a dire formato da particelle così piccole che possono essere
considerate puntiformi, quindi lontanissime tra loro), vale la seguente relazione:
PxV=nxRxT
dove P = pressione (in atmosfere); V = volume (in litri); n = numero di moli; R = costante (=
0,0821); T = temperatura (in gradi Kelvin).
Problema
Un recipiente da 100 litri è pieno di gas elio alla pressione di 1,5 atm e alla temperatura di
15 °C. Calcolare la massa in grammi dell’elio.
Soluzione
Si applica l’equazione di stato dei gas per trovare le moli di elio → n = (P x V) : (R x T). Si
converte il valore della temperatura in gradi Kelvin (273,15 + 15 = 288,15), quindi n = (1,5
x 100) : (0,0821 x 288,15) = 6,34 moli. Si applica infine la formula → grammi = mole x
massa molare, quindi g = 6,34 x 4 = 25,4 grammi di elio.
LEGAMI CHIMICI
Definizione
I legami chimici sono le forze che tengono uniti gli atomi in una molecola. Possono essere
di vari tipi, ma in tutti i casi permettono agli atomi di diventare più stabili (come nel caso dei
gas nobili).
Legame covalente – si basa sulla condivisione di due o più elettroni del livello più esterno
dell’atomo, e può essere “polare” (atomi con diversa affinità per gli elettroni) o “apolare”
(atomi uguali).
Legame dativo – gli elettroni condivisi sono messi a disposizione da uno solo degli atomi
che si legano.
Legame ionico – si basa sul trasferimento di uno, di due o, più raramente, di tre elettroni
da un atomo meno elettronegativo ad un altro più elettronegativo.
Applicazione
La molecola Cl2 si forma a seguito della condivisione di una coppia di elettroni tra i due
atomi di Cloro. Tale elemento, infatti, possiede 7 elettroni esterni (uno in meno dell’Argon,
uno dei gas nobili, elementi molto stabili e perciò assai poco reattivi). Ogni atomo di Cloro
completa il suo livello elettronico esterno, arrivando a 8, mettendo in comune uno dei suoi
elettroni esterni con l’altro atomo (questo è un esempio di legame covalente apolare).
La molecola HCl si forma anch’essa per condivisione di una coppia di elettroni esterni
(l’Idrogeno ne ha uno solo e si completa acquisendo la stessa struttura elettronica esterna
dell’Elio, che ha due elettroni nel primo livello ed è molto stabile). Ma in questo caso, i due
elementi sono così diversi tra loro – l’Idrogeno poco elettronegativo, il Cloro molto
elettronegativo – che i due elettroni condivisi sono spostati verso quest’ultimo atomo. Ne
consegue che la molecola HCl è fortemente polare, quasi fosse una minuscola calamita.
Lo ione ammonio – NH4+ – è caratterizzato da un legame dativo. L’Azoto possiede cinque
elettroni esterni, tre dei quali sono impegnati a formare altrettanti legami covalenti con tra
atomi di Idrogeno; gli altri due elettroni possono essere messi a disposizione per legare un
protone H+ (cioè un atomo di Idrogeno senza l’elettrone) nel modo seguente:
Il cloruro di sodio – NaCl – si forma tramite il legame ionico. Il Sodio ha un solo elettrone
esterno, che tende a cedere facilmente. Il Cloro, come già detto, possiede sette elettroni
esterni, e quindi tende a completare il suo livello elettronico esterno acquistando un
elettrone. Il Sodio cede quindi l’elettrone esterno al Cloro: il primo diventa uno ione
positivo (Na+), mentre il secondo uno ione negativo (Cl –) e la forza attrattiva fra le due
cariche opposte spiega come si forma tale tipo di legame.
Na +
Cl –
