1- LA QUANTITA' DI SOSTANZA IN MOLI

LA QUANTITà DI SOSTANZA IN MOLI

Index

03. La massa molecolare relativa

02. La massa atomica relativa

01. La massa atomica assoluta

04. La mole

05. La massa molare

08. Esercizi

06. Il volume molare

07. La composizione percentuale

.01

LA MASSA ATOMICA ASSOLUTA

La massa atomica assoluta (m) è la massa di un atomo espressa in kg (o in grammi)

La masse degli atomi viene determinata sperimentalmente con una elevata precisione utilizzando lo spettrometro di massa

• La massa di un atomo di fluoro è 3,155 · 10−26 kg.
• La massa di un atomo di idrogeno è 1,674 · 10−27 kg.

Sono valori numerici molto piccoli che non troviamo nella tavole periodica degli elementi

Nella tavola periodica sono riportati numeri molto più grandi e più pratici da utilizzare che sono le masse atomiche relative, ottenute per confronto con quella di un atomo scelto come riferimento

Storicamente sono stati utilizzati, come riferimento, prima l’atomo di idrogeno, poi quello di ossigeno e infine, dal 1961, quello di carbonio.

La massa di riferimento per determinare le masse atomiche relative è quella dell’atomo di carbonio nella sua forma più diffusa in natura, il carbonio-12, indicata come 12C ... non la massa di tutto l'atomo ... ... le masse atomiche sono relative alla dodicesima parte della massa del 12C

Poichè la massa atomica assoluta del 12C è pari a 1,9926 · 10 −26 kg

1/12 massa 12C = 1,661 x 10-24g = unità di massa atomica (u)

.02

Le masse atomiche relative sono numeri adimensionali e non masse espresse in grammi.

LA MASSA ATOMICA RELATIVA

Esempio:

La massa atomica relativa (MA)* di un qualsiasi elemento è definita come il rapportofra la massa di un solo atomo di quell’elemento e la dodicesima parte (1/12) della massa dell’isotopo 12C del carbonio, ossia l’unità di massa atomica (u).

La massa atomica relativa indica quante volte la massa atomica assoluta è maggiore dell’unità di massa atomica

*Media ponderata delle masse atomiche relative dei diversi isotopi di un elemento

A partire dal valore della massa atomica relativa e dalla sua definizione, si può calcolare la massa atomica assoluta di qualsiasi atomo: bastra moltiplicare il numero puro, presente nella tavola periodica,per il valore dell’unità di massa atomica u espresso in grammi (1,661 ∙ 10−24 g)

m = MA · u (g) = MA · 1,661 · 10−24 g

.03

LA MASSA MOLECOLARE RELATIVA

La massa molecolare relativa (MM) è la somma delle masse atomiche relative degli atomi che compaiono nella formula della molecola.

Esempio: H2SO4

MM(H2SO4) = 2∙MA(H) + MA(S) +4∙MA(O) = 2∙1 + 32 + 4∙16 = 132

Per i composti ionici il termine più corretto per indicare la massa molecolare relativa è il peso formula

.04

LA MOLE

Problema pratico: non è possibile pesare 1 singolo atomo o 1 singola molecola

Quando si ha a che fare con atomi e molecole, è necessario stabilire un collegamento tra il mondo microscopico (che non si vede) e il mondo macroscopico (che si può misurare)

E' possibile pesare solo un numero elevatissimo di atomi e di molecole; è necessario considerare "pacchetti" contienenti un numero estremamente grande di atomi o molecole

La mole (mol), l'unità di misura della quantità di sostanza, è lo «strumento» che permette di stabilire questo collegamento

La mole è un «pacchetto» di particelle (atomi, molecole, unità formula, ioni) che contiene un numero estremamente grande e definito di particelle

Numero di Avogadro (NA)

Il numero di Avogadro è il numero di atomi di carbonio contenuti in 12 grammi di carbonio-12 Sapendo che la massa atomica assoluta di un atomo di carbonio è 1,9926 · 10−23 g, NA è pari a:

Definizione di moleLa mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro di particelle (atomi, molecole, ioni o unità formula).

Poiché NA è il numero di particelle in una mole, esso si esprime in:

Quindi, NA ha unità di misura particelle/mole o mole−1 e si indica più correttamente come costante di Avogadro:

NA = 6,022 · 1023 mole−1

Quanto pesa 1 mole di una sostanza?

Quanto pesa 1 mole di CO2?

• massa 1 molecola di CO2 = MM(CO2) x 1,661 · 10-24g = 44 x 1,661 · 10-24g = 7,3 · 10-23g
• 1 mole di molecola di CO2 = 6,022 · 1023 molecole
• massa 1 mole di CO2 = 7,3 · 10-23g x 6,022 · 1023 = 44 g

La massa di 1 mole di CO2 coincide come valore numerico con la massa molecolare relativa dell'CO2

Quanto pesa 1 mole di H2O?

• massa 1 molecola di H20 = MM(H20) x 1,661 · 10-24g = 18 x 1,661 · 10-24g = 3 · 10-23g
• 1 mole di molecola di H20 = 6,022 · 1023 molecole
• massa 1 mole di H20 = 3 · 10-23g x 6,022 · 1023 = 18 g

La massa di 1 mole di H2O coincide come valore numerico con la massa molecolare relativa dell'H2O

Quanto pesa 1 mole di Na?

• massa 1 atomo di Na = MA(Na) x 1,661 · 10-24g = 23 x 1,661 · 10-24g = 3,8 · 10-23g
• 1 mole di atomi di Na = 6,022 · 1023 atomi
• massa 1 mole di Na = 3,8 · 10-23g x 6,022 · 1023 = 23 g

La massa di 1 mole di Na coincide come valore numerico con la massa atomica relativa del Na

• In 1 mole di una qualsiasi sostanza ci sono sempre 6,022 · 1023 particelle; quello che varia è la sua massa
• Per tutte le sostanze, la massa di 1 mole coincide, come valore numerico con la massa atomica/molecolare relativa della sostanza

.05

LA MASSA MOLARE

La massa molare (MM) è la massa in grammi di una mole di un elemento o di un composto e si esprime in grammi su mole (g/mole)

Per determinare la massa molare di di una sostanza di cui si conosce il simbolo o la fomula bisogna:

• determinare la massa atomica/molecolare relativa della sostanza, utilizzando la tavola periodica
• aggiungere l'unità di misura g/mole

.06

IL VOLUME MOLARE

Condizioni STP (Standard Temperature and Pressure)

• temperatura 0 °C = 273 K
• pressione 1,013 ∙ 105 Pa = 1 atm

Il volume molare (VM) è il volume occupato da una mole di sostanza gassosa.

In condizioni condizioni standard di temperatura e pressione

il volume molare dei gas è 22,4 L

Il volume di una mole di gas è lo stesso per tutti i gas:

• contiene lo stesso numero di entità elementari (numero di Avogadro)
• la massa varia al variare della massa molare del gas

1 mole di O2 in condizioni STP

VM = 22,4 L/mole

MM = 32 g/mole

NA = 6,022 · 1023 molecole/mole

Una mole di un qualunque altro gas a c.STP occupa sempre lo stesso volume (22,4 L) e contiene lo stesso numero di atomi o molecole (6,022 · 1023).

All’aumentare della quantità in moli di gas aumenta in proporzione anche il suo volume

V(L) = n.moli · VM (L/mole)

.07

ESERCIZI

Esercizio N.1 Calcola la massa molecolare relativa dei seguenti composti: H3PO4 e Al2(SO4)3 Esercizio N.2 Qual è la massa in grammi di 1 molecola di H2O? Esercizio N.3 Sapendo che una molecola pesa 9,976 · 10-26kg, calcola la sua massa molecolare relativa.

Esercizio N.4A quante moli corrispondono 76 g di H2O? Esercizio N.5 A quanti grammi corrispondono 3,5 moli di NaCl? Esercizio N.6 Quante molecole di H20 sono contenute in 1 kg di H20? Calcola inoltre il numero di atomi di idrogeno e ossigeno presenti Esercizio N.7 A quante moli corrispondono 6,05 · 1025 atomi di ferro? Esercizio N.8 Calcola quante moli di H2SO4 contengono 1,20 · 1024 atomi di ossigeno.

Esercizio N.9Qual è il numero di atomi di ossigeno presenti in 22,4 L di diossido di zolfo SO2, misurati in condizioni standard? Esercizio N.10 Calcola il volume occupato in condizioni standard da 3,00 mol di ossigeno e 1,81 · 1024 molecole di azoto. Esercizio N.11 4,26 g di un gas occupano, in condizioni standard, il volume di 5,60 L. Calcola: la massa molare del gas in questione, 1a massa molecolare relativa e la massa molecolare espressa in grammi. Esercizio N.12 Determina la massa molecolare del gas che presenta un volume di 3360 mL e una massa di 4,5 g in condizioni standard