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Nella vita di tutti i giorni possiamo misurare degli oggetti contandoli oppure pesandoli. Utilizziamo l’uno o l’altro metodo a seconda della convenienza. È molto più conveniente pesare le lenticchie piuttosto che contare seme per seme, mentre è meglio contare le uova piuttosto che pesarle.

Anche il chimico, se deve preparare delle soluzioni che servano per far avvenire delle reazioni, deve poter “misurare” delle sostanze. Il problema che gli si presenta è abbastanza arduo: gli ioni, gli atomi e le molecole sono entità che reagiscono l’una con l’altra, quindi è necessario tener conto del numero in cui sono presenti nell’ambiente di reazione. D’altra parte parliamo di entità molto piccole: come è possibile contarle?

Per superare l’impasse, il chimico ha escogitato un’unità di misura chiamata mole che permette di contare delle entità chimiche (ioni, molecole, atomi) semplicemente pesandole!

La definizione di mole

La mole si indica con mol ed è l’unità di misura della quantità di sostanza del Sistema Internazionale.

La definizione corretta è: la mole è la quantità di materia che contiene un numero di particelle pari a quello degli atomi presenti in 12 grammi di carbonio-12 (12C).

Questo numero di particelle o oggetti viene detto numero di Avogadro (N), come tributo verso il famoso fisico e chimico piemontese Amedeo Avogadro, ed è un numero decisamente grande.

Una mole (1 mol) contiene 6,02·1023 entità o oggetti.

Quindi:

  • una mole di carbonio-12 contiene 6,02·1023 atomi di carbonio-12
  • una mole di NH3 contiene 6,02·1023 molecole di ammoniaca
  • una mole di KCl contiene 6,02·1023 unità formula di cloruro di potassio (quando si tratta di composti ionici, è preferibile considerare l'unità formula, cioè si fa riferimento agli atomi che entrano a far parte della formula di una determinata specie chimica)

Tuttavia la mole non è solo un’unità di conteggio, come la dozzina, che specifica esclusivamente il numero di oggetti. La definizione di mole specifica il numero di oggetti presenti in una determinata massa di sostanza.

Perciò una mole di sostanza rappresenta un numero fisso di entità chimiche ed ha una massa fissa.

Per capire quanto ciò sia importante, immaginiamo di avere 2 gruppi diversi di mattoncini da costruzione (verdi e bianchi); questi mattoncini possono essere usati per rappresentare gli atomi di due determinati elementi. Ne contiamo ad esempio una decina.

Poniamo che ogni mattoncino verde pesi 9 grammi ed ogni mattoncino bianco pesi 6 grammi. Si può facilmente notare che 10 mattoncini verdi pesano 90 g e che 10 mattoncini bianchi pesano 60 g. Inoltre, siccome un mattoncino verde pesa i 9/6 (o meglio, semplificando, 3/2) di un mattoncino bianco, ogni dato numero di mattoncini verdi e bianchi presenta sempre un rapporto di massa pari a 3:2. Per la stessa ragione, ogni determinata massa di mattoncini verdi e bianchi presenta sempre lo stesso rapporto numerico di 2:3. Per esempio, un mucchio di 450 g di mattoncini verdi è costituito, numericamente, da 50 mattoncini e 450 g di mattoncini bianchi contengono 75 mattoncini. Come potete notare, la massa costante dei mattoncini vi permette di “contarli” mediante una semplice pesata.

Anche gli atomi possiedono una massa costante e la mole ci offre un modo per determinare il numero di atomi, molecole o unità formula presenti in un campione mediante una pesata.

Concentriamoci prima sugli elementi, ricordando quello che abbiamo già visto in una precedente lezione; la massa atomica (detto anche peso atomico) di un elemento (che si ricava dalla tavola periodica) è la media ponderata delle masse dei suoi isotopi presenti in natura. Quando si effettua una pesata, tutti gli atomi di un elemento vengono considerati come aventi la stessa massa atomica.

Quindi tutti gli atomi di calcio (Ca) hanno una massa atomica di 40,02 u, tutti gli atomi di azoto (N) hanno una massa atomica di 14 u e così via.

La relazione fondamentale tra la massa di un atomo e la massa di una mole degli stessi atomi è che la massa atomica di un elemento espressa in u è numericamente identica alla massa di una mole di atomi dello stesso elemento espressa in grammi.

Ve ne potete rendere conto utilizzando la definizione di mole, che rimanda al numero di atomi in “12 grammi di carbonio-12”.

Così:

  • 1 atomo di Zn ha una massa di 65,409 u; 1 mol di atomi di Zn ha una massa di 65,409 g
  • 1 atomo di P ha una massa di 30,97 u; 1 mol di atomi di P ha una massa di 30,97 g
  • 1 atomo di N ha una massa di 14,01 u; 1 mol di atomi di N ha una massa di 14,01 g
  • 1 molecola di N2 ha una massa di 28,02 u; 1 mol di molecole di N2 ha una massa di 28,02 g

Inoltre, grazie alla loro massa atomica fissa, sappiamo che 65,37 g di Zn e 30,97 g di P contengono ciascuno 6,022·1023 atomi. Come i mattoncini con massa fissa, un atomo di Zn pesa 65,37/30,97 volte un atomo di P, ed 1 mol di Zn pesa 65,37/30,97 volte una mole di P.

Esiste una relazione simile per i composti: il peso molecolare (o peso formula) di un composto espresso in u.m.a. è lo stesso, numericamente, di 1 mole del composto espressa in grammi.

Così, per esempio:

  • 1 molecola di NH3 ha una massa di 17,03 u ed 1 mol di NH3 (6,022·1023 molecole) ha una massa di 17,03 g
  • 1 unità formula di KCl ha una massa di 74,55 u ed 1 mol di KCl (6,022·1023 unità formula) ha una massa di 74,55 g

Ricapitolando, vediamo i due punti chiave sull’utilità del concetto di mole:

  • la mole mantiene la stessa relazione di massa esistente tra le sostanze a livello macroscopico e tra entità chimiche individuali;
  • la mole mette in relazione il numero di entità chimiche con la massa di un campione di tali entità.

Un negoziante non può ottenere una dozzina di uova pesandole perché le uova non hanno tutte la stessa massa. Ma un chimico può ottenere 1 mol di atomi di zinco (6,02·1023 atomi) semplicemente pesando 65,409 g di zinco.

Ora che sai tutto di questo argomento, che ne dici di metterti subito alla prova con quello che hai appreso?

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