Mole e Numero di Avogadro

Mole e Numero di Avogadro
Classi terze
Liceo Scientifico Tecnologico
Principio di Avogadro

Volumi uguali di gas diversi, alla stessa
pressione e temperatura contengono lo
stesso numero di particelle (atomi o
molecole)
PH=PO=PN
H
O
mH≠mO≠mN
TH=TO=TN
N
Come ragionano i chimici?


Scriviamo l’equazione chimica per la sintesi
dell’acqua
2H2 + O2  2H2O
Arrivare al concetto di molecola






H2
22,4
2H2
44,8
N2
22,4
+
+
+
+
+
+
Cl2
22,4
O2
22,4
3H2
67,2






2HCl
44,8
2H2O
44,8
2NH3
44,8
La mole

È una quantità in grammi di una sostanza
che contiene un numero preciso e ben
determinato di particelle (atomi o molecole)



Una quantità in grammi di una sostanza
Una quantità di particelle
Numero di Avogadro

Una mole di una sostanza contiene un numero di
Avogadro di particelle che corrisponde a 6,02 x
1023 atomi o molecole
Massa atomica relativa di un elemento

Definizione

È il rapporto tra la massa reale di quel elemento e
una massa presa come riferimento (unità di
misura)



Inizialmente si considerò la massa dell’idrogeno
(elemento più leggero)
Attualmente si utilizza 1/12 della massa reale del
carbonio-12 (unità di massa atomica)
La massa atomica relativa è un numero
adimensionale


È etichettata con la sigla uma
Tale unità vale 1,66 x 10-27 Kg
Massa molecolare

Nel caso dei composti o delle sostanze
elementari la massa molecolare relativa si
calcola





Sommando le masse degli elementi che
costituiscono la molecola
Ciascuna moltiplicata per l’indice con cui compare
nella formula chimica
MMH2 = 2 x 1,0 = 2,0 uma
MMAlCl3 = 27 + (3 x 35,5) = 133,5 uma
MMH3PO4 = (3 x 1,0) + 31 + (4 x 16) = 98 uma
La mole

Definizione:


È la quantità di sostanza che contiene 6,02 x 1023 particelle
elementari (atomi o molecole)
Quindi:


La mole è una quantità in grammi corrispondente alla
massa atomica (molecolare) di quella sostanza
La massa molare è espressa in g/mol



È utile sapere che esiste anche un volume molare (Vm)


L’acido oleico ha MM = 282,35 uma
L’acido oleico ha m.m. = 282,35 g/mol
È importante per i gas e per i liquidi
È diverso per ogni liquido ma contiene sempre lo stesso
numero di particelle (numero di Avogadro)
Esercizio





Determina il volume molare dell’acqua
La massa molecolare dell’acqua è 18 uma
La massa molare dell’acqua è 18 g/mol
Quindi una mole d’acqua ha massa 18 g
Poiché la densità dell’acqua è 1 g/mL, 18 g
d’acqua occupano un volume…


…di 18 mL
…o 0,018 L
Esercizio 2



Determina quante moli d’acqua sono
contenute in 1 L
1 L d’acqua ha massa 1000 g (si ricava dalla
densità)
Se una mole ha massa 18 grammi si può
trovare con una proporzione quante moli
sono contenute in 1000 grammi

Moli = 1000 g/ 18 g = 55,5 mol
Esercizi

Calcolate la massa di 6,02x1023 atomi di Osmio



g sos tan za
nmoli 
MA( MM )
Non si deve effettuare alcun calcolo, si consulta la tavola
periodica
Perché è la massa di una mole di Osmio cioè 190,2 g
Calcolate la massa di 0,23 moli di Cobalto (Co)

Utilizziamo la formula inversa della relazione posta in
alto
g Co
g
 nmoli  MACo  0,23(mol )  59(
)  13,6 g
mol
Usare una proporzione

Possiamo impostare una proporzione
partendo dalla convenzione della mole

1 mole è la quantità in grammi di una certa
sostanza pari alla sua massa atomica o
molecolare


1 mol : MA(MM) g
In genere abbiamo la massa di una sostanza
o di un elemento quindi (per esempio)

1 molC : 12 gC = x molC : 38,69 gC
Vediamo se siete intelligenti

In quale campione troveremo il maggior
numero di particelle elementari?





15,5 once di H2SO4
15,5 once di HCl
15,5 once di NaOH
15,5 once di CaCO3
Uguale in tutti e 4 i campioni
S = 32
O = 16
Cl = 35,45
Na = 23
H=1
Ca = 40
C = 12
Analisi elementare


È un tipo di analisi che permette di determinare la
percentuale (composizione) in massa degli elementi
che formano un composto
Permette di determinare la formula chimica (minima)
di una sostanza e quindi di riconoscerla



Riconoscimento di minerali
Riconoscimento di sostanze incognite
Determinazione e caratterizzazione di sostanze nuove
Composizione %

Dalla composizione percentuale possiamo
ottenere

La formula minima di una sostanza

Esprime il rapporto numerico minimo tra gli elementi del
composto



CH (formula minima)
 C2H2 (acetilene); C6H6 (benzene)
CH2O (formula minima)
 CH2O aldeide formica; C6H12O6 (glucosio)
La formula chimica (molecolare)

H2SO4 (acido solforico)
Dalla composizione % alla formula
minima

Si deve passare dalle masse al numero di moli

CaCO3 (carbonato di calcio)



Cioè le formule chimiche informano…



Per una molecola di carbonato abbiamo 1 atomo di Ca, 1
atomo di C, 3 atomi di O
Per una mole di carbonato abbiamo 1 mole di Ca, 1 mole di C,
3 moli di O
…sul rapporto numerico tra gli atomi degli elementi…
…sul rapporto numerico tra le moli degli elementi…
…che formano la sostanza
Come si procede

Calcolare la formula minima di un composto del
carbonio (organico) che ha la seguente
composizione in massa



CxHyOz
C%=38,69; H%=9,76; O%=51,55
Si prende come riferimento un valore in grammi
(100g)
Si devono trasformare i grammi in moli



moliC = 3,224 mol
moliH = 9,76 mol
moliO = 3,221 mol
Trovare gli indici della formula minima

Si devono dividere per il numero più piccolo




x = 3,224 mol / 3,221 mol = 1
moliH = 9,76 mol / 3,221 mol = 3
moliO = 3,221 mol / 3,221 mol = 1
La formula minima sarà

CH3O
Dalla formula minima alla formula
molecolare

Per ottenere la formula molecolare devo conoscere
un altro dato ottenibile con altri metodi


Massa molecolare
Le fasi (avete già la formula minima)

Si calcola la massa molecolare della formula minima


MMr CH3O = 31 uma
Poniamo di aver trovato come massa molecolare del
composto il valore di 124 uma


Fattore moltiplicativo = 124 uma/31 uma =4
La formula molecolare è allora C4H12O4
Un esercizio

Calcolare la formula minima e molecolare di
un composto che presenta la seguente
analisi elementare:



N% = 87,5
H% = 12,5
Il composto ha una massa molecolare di
32,06 uma
Risoluzione

1: passare dalle percentuali ai grammi



N% = 87,5  mN = 87,5 g
H% = 12,5  mH = 12,5 g
2: trasformare le masse in moli (conoscendo le masse
atomiche degli elementi)



nmol
m( g )

 mol
 g 
M molare

mol


Utilizzare una proporzione
Utilizzare la formula derivata dalla proporzione
3: dividere le moli ottenute per il numero più piccolo di moli
per ottenere degli indici interi da introdurre nella formula
minima (molN = 6,25; molH = 12,5)

NH2
(formula minima)
14 g N : 1molN  87,5 g N : xmolN
1g H : 1molH  12,5g H : xmolH
Risoluzione (formula molecolare)

Calcolare la massa della formula minima


Si mettono a rapporto le due masse
molecolari relative per trovare il fattore
moltiplicativo


mNH2 = 14 + 2 = 16 uma
32,06/16 ≈ 2
La formula molecolare del composto è quindi

N2H4
Schema risolutivo per esercizi con le moli
n molecole
n  moli 
NA
 g 
m( g )  nmol mol   M molare

 mol 
Massa
(grammi o
altra unità di
misura)
nmol 
m( g )
 mol
 g 
M molare

 mol 
Calcolare
il numero
di moli
Numero di
atomi o
molecole
nmolecole  nmoli  N A
Esercizio dalla massa al n° di particelle

Determinare il numero di molecole contenute
in 15,4 grammi di anidride carbonica (CO2)


N°mol = 15,4 g / 44 (g/mol) = 0,35 mol
Moltiplicando per il NA si ottiene il numero di
molecole presenti

n°mol . NA = 0,35 mol . 6,02 . 1023 = 2,2 . 1023
Esercizio

Calcolare quanti atomi di azoto sono
contenuti in 72,6 g di diazoturo (N2H4)
Esercizio 3


Calcolare quanto metano (in grammi) ho
consumato se ho ottenuto 4,5 x 1024
molecole di anidride carbonica
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
Definizione di massa atomica relativa


È il rapporto tra la massa reale di un atomo e
l’unità di massa atomica (uma)
Cos’è l’unità di massa atomica?



È un dodicesimo della massa atomica del
carbonio-12
È un numero puro perché deriva da un
rapporto di masse
L’uma è una quantità in grammi molto piccola

Infatti per formare 1 grammo sono necessarie un
NA di unità
NA e sua origine

Definizione



È il numero di particelle elementari (atomi o molecole)
contenute in una mole di una qualsiasi sostanza
È il numero di atomi di carbonio-12 contenuti in 12 grammi
di carbonio-12 (cioè una mole di carbonio-12)
L’origine:






Nasce dalla convenzione utilizzata per definire la mole
16 grammi di O corrispondono ad una mole di O
14 grammi di N corrispondono ad una mole di N
12 grammi di C corrispondono ad una mole di C
44 grammi di CO2 corrispondono ad una mole di CO2
Tutte queste quantità contengono 1 NA di particelle
Esercizio 1

H3PO4
Dalla formula dell’acido orto-fosforico
determinare le percentuali in massa dei
diversi elementi che lo compongono