The mole.

Presentazione sul tema: "The mole."— Transcript della presentazione:

1 The mole

2 A mole is a number (like a dozen)
A mole is a number (like a dozen). Having this number of atoms allows us to easily convert atomic masses to molar masses. 6.02 x 1023 six point zero two times ten to the 23rd power

3 What is the actual mass of a C atom?
12 uma approx. 2 x grams (protons and neutrons each weigh about 1.7 x10-24 grams)

4 Atomic masses do not convert easily to grams
They can’t be weighed (they are too small) It is useful to associate atomic mass with a mass in grams. It has been found that 1 g H, 12 g C, or 23 g Na have 6.02 x 1023 atoms 6.02 x 1023 is a “mole” or “Avogadro’s number”

5 1 pair = 2 1 dozen =12 1 mole = 6.02 x 1023 0,5 pair = 0,5 dozen = 0,5 moles =

6 1 dozen grains of rice = 0,21 g 1,94 g of grains of rice contain 1,94/0,21 = 9,2 dozen grains of rice

7 Comparing sugar (C12H22O11) & H2O
Same 1 gram each 1 mole each volume? No, they have dif. densities. No, molecules have dif. sizes. mass? Yes, that’s what grams are. No, molecules have dif. masses N^ of moles? No, they have dif. molar masses Yes. N^ of molecules? No, they have dif. molar masses Yes (6.02 x 1023 in each) N^ of atoms? No, sugar has more (45:3 ratio) No

8 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 Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

9 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

10 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

11 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

12 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

13 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

14 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

15 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

16 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

17 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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

18 5. Contare per moli Il valore dell’unità di massa atomica, 1 u = 1,661  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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

19 Questa grandezza è la mole (mol).
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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

20 La massa molare M che si misura in g/mol, è la massa di una mole.
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. Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

21 massa molare/massa atomica =
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 Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

22 massa molare/massa atomica =
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 ,022  1023 particelle (atomi, molecole o ioni). Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

23 5. Contare per moli In pratica, per calcolare il numero di moli di una sostanza si usa la formula: Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica