Peso atomico e peso molecolare

In questo appunto di Chimica si definiscono tre grandezze molto importanti come il peso atomico molecolare il peso atomico e la mole.

Costituzione degli atomi

Tutta la materia esistente in natura può essere ricondotta a 90 elementi differenti o specie atomiche diverse, cui si aggiungono 16 elementi prodotti artificialmente. Per capire in cosa differiscono fra loro questi 106 elementi occorre riferirsi al modello dell’atomo.
L’atomo viene considerato costituito da due parti fondamentali:

• il nucleo;
• gli elettroni.

Le proprietà del nucleo e degli elettroni sono trattate separatamente poiché le proprietà dell’atomo che dipendono dal nucleo sono ben diverse da quelle che dipendono dagli elettroni.
Il nucleo è una piccola porzione dell’atomo in cui è concentrata la quasi totalità della massa di questo: ha una grandissima densità e determina con buona approssimazione la massa dell’atomo.
Gli elettroni costituiscono la parte mobile dell’atomo e si muovono nello spazio circostante il nucleo avente dimensioni circa volte il nucleo stesso e determinano le dimensioni dell’atomo.
Sia la massa, sia la dimensione dell’atomo sono molto piccole: l’ordine di grandezza della massa è di circa , mentre quello delle dimensioni (raggio atomico) è di

L’elettrone è una particella avente una massa a riposo pari a

ed una carica negativa pari a

Il nucleo a sua volta è costituito da due tipi di particelle:

• protoni;
• neutroni.

Il protone ha una massa pari a

mentre la sua carica è uguale in valore assoluto a quella dell’elettrone ed il suo segno è opposto.
Il neutrone ha una massa pari a

mentre la sua carica è nulla, ossia è privo di carica.
Le tre particelle costituenti un atomo hanno possibilità di vita indipendente, ossia anche al di fuori dell’atomo.
Gli atomi di tutti gli elementi sono costituiti dallo stesso numero di particelle, quindi ciò che fa differire una specie atomica da un’altra, è il loro numero. Più esattamente è il numero di protoni ciò che diversifica un elemento da un altro.
Il numero di protoni di ciascun elemento viene chiamato numero atomico dell’elemento: esiste una corrispondenza biunivoca fra il simbolo che identifica un elemento nella tavola periodica ed il suo numero atomico. Gli elementi sono ordinati nella tabella periodica in ordine crescente.
Fissato il numero di protoni si ha che quello di neutroni ed elettroni possono variare entro certi limiti ristretti: gli atomi di un medesimo elemento possono essere quindi differenti fra loro per la massa o la carica risultante.
Se un atomo possiede un numero di elettroni uguale al numero di protoni diremo che è neutro, ossia privo di cariche risultanti. Tutte le sostanze elementari e molti composti sono costituiti da atomi neutri. I composti costituiti da atomi che hanno perso o acquisito uno o più elettroni rispetto all’atomo neutro vengono chiamati ioni: atomi che hanno un numero di elettroni diverso da quello dei protoni. Mentre gli atomi di uno stesso elemento che differiscono per il numero di neutroni vengono chiamati isotopi di quell’elemento.

Massa atomica relativa

La massa di un atomo e delle particelle che lo compongono è estremamente piccola rispetto all’unità di misura di massa che è il chilogrammo, la quale risulta inadeguata per quantificare le masse atomiche.
Per questo motivo la massa di ciascun nuclide è stata definita in rapporto a quella di un nuclide di riferimento scelto come base. In tale modo si è definito per ciascun nuclide, invece che la massa assoluta, la massa relativa a quella del nuclide di riferimento.
Mediante uno strumento chiamato spettrografo di massa viene misurata la deviazione che ciascun ione monoatomico subisce in un campo magnetico in funzione del suo rapporto carica/massa relativamente a quella subita dallo ione di un elemento di riferimento. Come elemento di riferimento è stato scelto un isotopo di carbonio, il nuclide , la cui massa è presa per convenzione esattamente uguale a 12 ed a 1/12 della sua massa è riferita la massa di qualunque altro nuclide.
La massa atomica è dunque un numero puro che esprime quante volte la massa di un dato nuclide è maggiore di 1/12 della massa del nuclide

La scelta convenzionale della massa atomica di

esattamente uguale a 12, anziché un qualsiasi altro numero, dipende dal fatto che in questo modo i protoni ed i neutroni, che sono le particelle costituenti i nuclei e che determinano la massa di un atomo, vengono a possedere una massa relativa vicina ad 1. Conseguentemente il nuclide (idrogeno) che è quello più leggero ed è costituito da un solo protone ed un solo elettrone, possiede una massa vicina ad 1.
Se si definisce una nuova unità di misura della massa uguale a 1/12 della massa del nuclide tutti i valori delle masse diventano valori assoluti in tale nuova unità di misura che prende il nome di unità di massa atomica (uma):

Pesi atomici relativi e medi degli elementi e peso molecolare

Le proprietà chimiche degli isotopi di uno stesso elemento sono sostanzialmente identiche, di conseguenza la composizione isotopica naturale di ogni elemento passa inalterata da un composto ad un altro attraverso trasformazioni chimiche. E’ opportuno quindi associare ad ogni elemento formato da più di un isotopo una massa relativa che corrisponde alla media pesata delle masse relative dei singoli nuclidi costituenti.
Tali masse relative e medie degli elementi si chiamano pesi atomici degli elementi: si tenga ben presente che non sono né masse né pesi, bensì numeri puri.
La somma dei pesi atomici di tutti gli elementi che sono contenuti in una molecola di una sostanza elementare o di un composto è chiamata peso molecolare della sostanza.
Facciamo un esempio, consideriamo la seguente sostanza (acido solforico) che ha la seguente formula chimica:

il suo peso molecolare è dato da:

due molecole di idrogeno;
una molecola di zolfo;
quattro molecole di ossigeno.
Analogamente, consideriamo lo iodio

, il suo peso molecolare è dato da:

Si ricorda che i valori dei pesi atomici vengono riportati per ciascuno elemento nella tabella periodica.
Quando una sostanza non è costituita da molecole discrete bensì da un insieme infinito di atomi o di gruppi di atomi non è formalmente corretto parlare di peso molecolare della sostanza: si parla di peso formula della sostanza che equivale alla somma dei pesi atomici degli elementi che compaiono nella formula della sostanza stessa.

La mole

Chiamiamo mole la quantità di sostanza che contiene tante unità chimiche elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12g esatti di nuclide

Tale numero di atomi che definisce quantitativamente la mole prende il nome di Numero di Avogadro,

:

Tale numero è costante per qualunque specie chimica.
Quindi diremo, ad esempio, che una mole di ferro è quella quantità di ferro che contiene

atomi di ferro.
La quantità di sostanza non è sinonimo di massa di sostanza; la massa e la quantità di una sostanza sono due grandezze fisiche diverse ed indipendenti. La quantità di sostanza è quella grandezza che tiene conto della struttura a particelle della materia. La mole è nella chimica il metro uguale per tutte le sostanze come conseguenza della loro struttura atomica: una mole di una qualunque sostanza contiene lo stesso numero di particelle, mentre ciò non accade per 1 Kg, ad esempio, di qualunque sostanza.
La massa in grammi di una mole di una qualunque sostanza è espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico, il peso molecolare o il peso formula, poiché nella scala in cui questi pesi sono espressi il peso atomico del nuclide è 12.
Infine chiameremo massa molare di una qualunque specie chimica il rapporto fra la sua massa e la quantità di sostanza in essa contenuta ed è ancora espressa dallo stesso numero che esprime il peso atomico o il peso molecolare della sostanza: occorre quindi conoscere la massa in grammi di una mole di ciascuna sostanza che, per definizione data di mole, è espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso molecolare o quello atomico.

Per ulteriori approfondimenti su questo argomento si consiglia di consultare il seguente link:
Massa molecolare