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Concetto di mole - Dalla massa atomica alla massa molare scaricato 0 volte

Mole


Nel Modulo 1- Struttura dell’atomo abbiamo visto come molto basse sono le masse degli atomi.
Infatti avevamo visto che le masse in gioco erano le seguenti:
Massa protone: 1,673*10-27 Kg
Massa neutrone: 1,675*10-27 Kg
Massa elettrone: 9,109*10-31 Kg
Su scala di laboratorio risulta impossibile pesare masse così piccole. Per questo motivo non viene preso come riferimento il singolo atomo per quantificare una sostanza bensì un’unità discreta di atomi.
Questa unità discreta è stata quantificata in 6,022x1023 conosciuto anche come Numero di Avogadro. In termini pratici questo vuole dire che io non considererò un singolo atomo di sodio (Na) bensì 6,022x1023 atomi di sodio. Questa quantità di atomi di sodio rappresenta una Mole di atomi di sodio.
Mole- è l’unità di misura della quantità di sostanza ed è pari al numero di atomi di carbonio presenti in 12,0 g esatti dell’isotopo 12 del carbonio.
Apparentemente la definizione di mole potrebbe apparire un po' complicata. Tuttavia quello che ci dice è di facile interpretazione; se prendo 6,022x1023 atomi di 12C essi peseranno esattamente 12,0 grammi.

A questo punto è possibile introdurre una nuova definizione ovvero quella di Massa Molare che rappresenta la massa espressa in grammi di un numero di Avogadro di particelle (atomi o molecole). L’esempio pratico è ancora una volta rappresentato dal carbonio isotopo 12 di cui sappiamo che il peso di una mole di atomi è pari a 12,0 g. Pertanto possiamo concludere che la Massa Molare del 12C è 12,0 g/mol.

Esempio pratico: quanto pesa una mole dell’isotopo 16 dell’ossigeno (_16^8)O
Riprendendo le nozioni viste sul Modulo 1-Struttura dell’atomo che (_16^8)O ha:
Numero atomico (Z) = 8
Numero di massa (A) = 16

Pertanto esso sarà costituito da:
8 protoni
8 neutroni
8 elettroni
Abbiamo visto che la massa dell’elettrone è trascurabile rispetto a quella del protone e del neutrone. Quindi possiamo vedere come la massa atomica dell’ossigeno atomico sia pari a 16 u. Una mole di (_16^8)O contiene 6,022x1023 di (_16^8)O ovvero 16x 6,022x1023 u = 9,63x1024u
u= 1,66x10-24g (vedi Modulo 1 – Struttura dell’atomo)
Pertanto una mole di (_16^8)O peserà 9,63x1024u x 1,66x10-24g/u = 16 g

NB. L’ossigeno in natura non esiste come singolo atomo bensì come molecola biatomica O2. Tuttavia il concetto di mole può essere esteso anche alla molecole considerando una mole O2 uguale a 6,022x1023 molecole di O2.

Altro esempio:
Esempio pratico: quanto pesa una mole dell’isotopo 14 dell’ossigeno (_14^7)N
Riprendendo le nozioni viste sul Modulo 1-Struttura dell’atomo che (_14^7)N ha:
Numero atomico (Z) = 7
Numero di massa (A) = 14

Pertanto esso sarà costituito da:
7 protoni
7 neutroni
7 elettroni
Abbiamo visto che la massa dell’elettrone è trascurabile rispetto a quella del protone e del neutrone. Quindi possiamo vedere come la massa atomica dell’ossigeno atomico sia pari a 16 u. Una mole di (_14^7)N contiene 6,022x1023 di (_14^7)Novvero 14x 6,022x1023 u = 8,43x1024u
u= 1,66x10-24g (vedi Modulo 1 – Struttura dell’atomo)
Pertanto una mole di (_14^7)N peserà 8,43x1024u x 1,66x10-24g/u = 14 g

NB. Anche l’azoto in natura non esiste come singolo atomo bensì come molecola biatomica N2
Alla luce di questi esempi pratici è possibile facilmente semplificare che la massa di una mole di atomi non è altro che il suo numero di massa convertito in grammi.
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