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La struttura atomico-molecolare della materia e il legame chimico

La mole, la massa molare e il volume molare

La massa atomica relativa dell'atomo di carbonio-12 è pari a 12 u.

Se consideriamo una quantità in grammi (g) di carbonio pari alla sua massa atomica relativa, cioè 12 g, in essa è contenuto un numero enorme di atomi: 6,022 · 1023. Tale numero è detto numero (o costante) di Avogadro (NA). Allo stesso modo, se consideriamo una quantità espressa in grammi di qualunque atomo o molecola pari rispettivamente alla massa atomica relativa o alla massa molecolare relativa, in essa sarà contenuto lo stesso numero di unità (atomi o molecole) pari al numero di Avogadro (cioè 6,022 · 1023).

Si definisce mole (simbolo mol) una quantità di sostanza che contiene un numero di particelle (atomi, molecole o ioni) uguale a quello contenuto in 12 g di carbonio − 12. La mole è una grandezza fondamentale del SI che definisce l'unità di quantità di sostanza.

  • 1 mole di atomi contiene 6,022 · 1023 atomi
  • 1 mole di molecole contiene 6,022 · 1023 molecole
  • 1 mole di ioni contiene 6.022 · 1023 ioni
  • 1 mole di atomi di un elemento = quantità in grammi di quell'elemento corrispondente alla sua massa atomica relativa (m.a.r.). Esempio:
    m.a.r. del sodio (Na) = 22,99 u; massa di  1 mol di Na = 22,99 g
  • massa di 1 mole di molecole di un elemento o di un composto = quantità in grammi di quell’elemento o di quel composto corrispondente alla sua massa molecolare relativa (m.m.r.). Esempio:
    m.m.r. dell'acqua (H2O) = 18,016 u; 1 mol di H2O = 18,016 g

Si definisce massa molare la massa in grammi di una sostanza che corrisponde alla mole e si esprime in g/mol. Le masse molari delle varie sostanze (atomi, molecole, ioni) stanno tra loro nello stesso rapporto numerico delle rispettive masse atomiche o molecolari relative, con il vantaggio di poter essere valutate con la bilancia.

Dalla legge di Avogadro e dalla definizione di mole, si deduce che la mole di una qualsiasi sostanza allo stato gassoso, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, occupa lo stesso volume. Questo volume a condizioni normali o c.n. (1 atm e 273 K) è pari a 22,4141 e si chiama volume molare.

Tab. 2.2: Esempi di calcolo per convertire il numero di moli in grammi e viceversa

Tabella 2.2 ESEMPI DI CALCOLO PER CONVERTIRE IL NUMERO DI MOLI IN GRAMMI E VICEVERSA
problema dati procedimento e risultato
convertire in g 1,5 mol di
ossigeno atomico (O)
massa atomica relativa (O) = 16,00 u;
massa molare (O) = 16,00 g/mol
1,5 mol · 16 g/mol = 24 g
convertire in g 2,5 mol di
ossigeno molecolare (O2)
massa molecolare relativa (O2) = 32 u;
massa molare (O2) = 32 g/mol
2,5 mol · 32 g/mol = 80 g
convertire in g 2,5 mol di
cloruro di sodio (NaCl)
peso formula (NaCl) = 22,99 + 35,45 = 58,44 u
massa molare (NaCl) = 58,44 g/mol
2,5 mol · 58,44 g/mol = 146,1 g
convertire in moli 10 g di
ammoniaca (NH3)
massa molecolare relativa (NH3) = 3 · 1,008 + 14,01 = 17,03 u
massa molare (NH3) = 17,03 g/mol
10 g/ 17,03 g/mol = 0,587 mol

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