5. Mole - Docenti.unina

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Mole
La materia in chimica
Il confronto tra materiali diversi o tra differenti quantità di
materia in chimica avviene attraverso il concetto di mole
Le sostanze si presentano in diverse forme e stati e possono
appartenere ad una di queste due categorie:
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Elemento: sostanza pura costituita da un sol tipo di atomo;
ad ogni elemento compete un simbolo
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Composto: sostanza pura costituita da due o più tipi di
atomo; ad ogni composto compete una formula
Formula e molecola
Formula: oltre ad indicare il tipo di atomi costituenti,
stabilisce il loro rapporto di combinazione
Molecola: è la più piccola parte di sostanza (elemento/
composto), che manifesta tutte le sue proprietà ed è perciò
isolabile
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La molecola è in genere costituita da due o più atomi, che
possono essere uguali o diversi
Esempi: H2O; O2; H3PO4; HCl
Esistono però anche molecole monoatomiche
Esempi: He; Ne; Ar (gas nobili)
Inoltre per tutte le sostanze esiste una formula, ma non per
tutte una molecola
Esempi: KCl; Li2SO4 (sostanze cristalline)
Fe; Mg; C
(sostanze elementari)
Peso atomico, peso molecolare, peso formula
Peso atomico (P.A.): riferito alle sostanze considerate allo
stato elementare (indica quante volte l’elemento è più
pesante rispetto all’unità di massa atomica)
U.m.a. = 1/12 della massa di 12C
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Peso molecolare (P.M.): riferito alle sostanze che possiedono
la molecola
Peso formula (P.F.): riferito ai composti che non possiedono
la molecola
Come per il peso atomico, il peso molecolare esprime quante
volte la molecola è più pesante dell’u.m.a.
Il peso molecolare si può calcolare sommando i pesi atomici
di tutti gli elementi della molecola
Per il peso formula si procede in maniera analoga
Esempi di calcolo del P.M. e del P.F.
P.M. di H2O
(2•1,008 + 15,999) = 18,015 u.m.a.
P.F. di Ca3(PO4) 2
(3•40,08 + 2•30,974 + 4•2•15,999) = 310,18 u.m.a.
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Numero di Avogadro
Risulta impossibile pesare una singola particella o studiarne
il suo comportamento chimico-fisico
Per questo motivo si prendono sempre in considerazione un
gran numero di particelle, un concetto introdotto da
Avogadro sulla base del comportamento dei gas ideali
(Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni
di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di
molecole)
N.ro di Avogadro:
6,023 • 1023
molecole
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Mole
Il concetto di mole (grammo-molecola), derivante dal numero
di Avogadro, è l’unità di misura della quantità in chimica
Una mole di sostanza contiene una quantità in grammi di
sostanza numericamente uguale al P.M. (P.F.) della sostanza
Esempi:
18,015 g di H2O ==> 1 mole di H2O
55,442 g di NaCl ==> 1 mole di NaCl
Il concetto di mole si applica anche alle sostanze allo stato
elementare; si usa pure indicarlo come grammo-atomo
Esempio:
55,847 g di Fe ==> 1 mole (grammo-atomo) di Fe
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