G. Valitutti A.Tifi A.Gentile
Le idee della chimica
Seconda edizione
Copyright © 2009 Zanichelli editore
Capitolo 5
La quantità chimica: la mole
1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia
2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro
3. Quanto pesano un atomo o una molecola?
4. La massa atomica e la massa molecolare
5. Contare per moli
6. Formule chimiche e composizione percentuale
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Le idee della chimica
1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia
Dalton compilò la prima tabella delle masse
atomiche degli elementi conosciuti, prendendo
come riferimento l’atomo di idrogeno: la massa
così espressa è detta massa atomica relativa.
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Le idee della chimica
1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia
Le masse atomiche proposte da Dalton risultarono
errate nella maggior parte dei casi perché Dalton
partiva dal presupposto che la molecola d’acqua
avesse formula HO, cioè che l’ossigeno fosse otto
volte più pesante dell’idrogeno.
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Le idee della chimica
1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia
Fu grazie alla
distinzione fra atomi e
molecole proposta da
Stanislao Canizzaro
(in base agli studi già
compiuti nel 1811 da
Amedeo Avogadro)
che si arrivò alla
corretta
determinazione della
massa degli atomi.
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2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro
Le ricerche condotte
da Gay-Lussac sui
gas confermarono
l’esistenza di rapporti
di combinazione ben
precisi tra i loro
volumi.
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2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro
Gay-Lussac arrivò quindi a formulare la
legge di combinazione dei volumi.
Il rapporto tra i volumi di gas che reagiscono tra
loro è espresso da numeri interi e piccoli.
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2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro
La legge di combinazione dei volumi di Gay-Lussac
e la teoria atomica di Dalton furono messe in
relazione dal principio di Avogadro.
Volumi uguali di gas
diversi, alla stessa
pressione e
temperatura,
contengono lo stesso
numero di molecole.
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3. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Canizzaro utilizzò il principio di Avogadro per
correggere le masse atomiche relative conosciute
e propose un metodo per misurarle che aveva
origine dalla densità dei gas.
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3. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Il rapporto tra la densità di due sostanze gassose,
alla stessa temperatura e pressione, è uguale al
rapporto tra le masse delle loro singole molecole.
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3. Quanto pesano un atomo o una molecola?
Il principio di Avogadro si può anche formulare
matematicamente.
A pressione e temperatura costanti, il volume di
un gas è direttamente proporzionale al suo
numero di molecole.
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4. La massa atomica e la massa molecolare
Le masse atomiche e le masse molecolari oggi si
possono calcolare sperimentalmente utilizzando lo
spettrometro di massa.
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4. La massa atomica e la massa molecolare
La massa atomica di un elemento è la massa
relativa rispetto all’atomo di 12C.
L’unità di massa atomica (u o dalton) è uguale
a 1/12 della massa dell’atomo 12C.
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4. La massa atomica e la massa molecolare
La massa atomica relativa, MA, di un elemento
è la sua massa espressa in unità u, quindi
relativamente alla massa dell’atomo di carbonio.
La massa molecolare relativa, MM o peso
molecolare, è la somma delle masse atomiche che
compaiono nella molecola.
Per i composti ionici la massa molecolare relativa
si calcola allo stesso modo ma prende il nome di
peso formula.
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5. Contare per moli
Il valore dell’unità di massa atomica,
1 u = 1,661 10-24 g, è estremamente piccolo per
essere misurato con gli strumenti a noi conosciuti.
È stato perciò necessario trovare una grandezza
che mettesse in relazione gli atomi e le molecole
con le grandezze misurabili con le bilance.
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5. Contare per moli
Questa grandezza è la mole (mol).
Una mole è la quantità di sostanza che contiene
un numero di particelle elementari uguali al
numero di atomi contenuti in 12 g di 12C.
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5. Contare per moli
La massa di una mole di un elemento (o di un
composto) è uguale alla sua massa atomica (o
massa molecolare) espressa in grammi.
La massa molare M che si misura in g/mol, è la
massa di una mole.
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5. Contare per moli
Avogadro si pose il problema di quante particelle
elementari fossero contenute in una mole e lo
risolse tramite il rapporto:
massa molare/massa atomica =
= 6,022 1023 particelle/mol
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5. Contare per moli
Il risultato del rapporto
massa molare/massa atomica =
= 6,022 1023 particelle/mol
è noto come numero o costante di Avogadro.
Una mole di sostanza contiene sempre
6,022 1023 particelle (atomi, molecole o ioni).
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5. Contare per moli
In pratica, per calcolare il numero di moli di una
sostanza si usa la formula:
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6. Formule chimiche e composizione percentuale
Attraverso le formule chimiche che esprimono i
rapporti di combinazione fra gli atomi componenti
è possibile calcolare la percentuale in massa o
composizione percentuale di ciascun elemento
presente nel composto.
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6. Formule chimiche e composizione percentuale
La composizione percentuale è utile per
determinare la massa effettiva di un elemento
presente in una data massa di composto.
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6. Formule chimiche e composizione percentuale
Per mezzo dell’analisi qualitativa e quantitativa si
calcolano sperimentalmente le percentuali in
massa degli elementi, da cui si ricava la formula
minima del composto.
La formula minima indica il rapporto di
combinazione minimo con cui gli atomi si legano
per formare la molecola.
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6. Formule chimiche e composizione percentuale
I passaggi per determinare la formula minima
sono i seguenti:
• si scrive la massa m in grammi di ciascun elemento
presente in 100 g di composto, cioè la sua percentuale in
massa;
• si calcola il numero di moli n di ciascun elemento;
• si divide il numero di moli di ciascun elemento per il più
piccolo numero di moli calcolato: i numeri interi che si
ottengono sono gli indici numerici della formula;
• si scrivono gli elementi e in basso a destra di ciascuno il
rispettivo indice.
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6. Formule chimiche e composizione percentuale
Per ricavare la formula molecolare di un
composto è necessario misurare
sperimentalmente anche la sua massa molecolare.
La formula molecolare è un multiplo della formula
minima.
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