La quantità chimica: la mole 1 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

1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia 2 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. 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.

1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia 3 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.

La massa atomica e la massa molecolare 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.

4. La massa atomica e la massa molecolare 5 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.

4. La massa atomica e la massa molecolare 6 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.

7 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.

Questa grandezza è la mole (mol). 8 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.

La massa molare M che si misura in g/mol, è la massa di una mole. 9 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.

massa molare/massa atomica = 1010 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

massa molare/massa atomica = 1111 5. Contare per moli Il risultato del rapporto massa molare/massa atomica = = 6,022 * 10 23 particelle/mol è noto come numero o costante di Avogadro. Una mole di sostanza contiene sempre 6,022 * 10 23 particelle (atomi, molecole o ioni).

1212 5. Contare per moli In pratica, per calcolare il numero di moli di una sostanza si usa la formula: