Calcoli stechiometrici

Capitolo 4 - Calcoli stechiometrici

Il concetto di mole

Quando due sostanze reagiscono tra di loro, dobbiamo poter prevedere:

• La massa di un composto che può essere preparata da una quantità iniziale dei reagenti;
• Quanto reagente deve essere usato per ottenere una specifica quantità di prodotto.

È necessario trovare un metodo per collegare il mondo macroscopico (quello che siamo in grado di vedere) con quello particellare (degli atomi e delle molecole). Sappiamo che la massa atomica di un elemento è una quantità relativa rispetto all’atomo di carbonio, che per convenzione ha massa esattamente uguale a 12 unità di massa atomica, o 12 u. L’unità di massa atomica è uguale a 1/12 della massa dell’atomo di C (1u = 1,66054 x 10^-27 Kg o 1,66054 x 10^-24 g).

Massa atomica relativa = massa elemento espressa in unità u. La tavola periodica riporta per ogni elemento il valore della massa atomica relativa, chiamata anche peso atomico (pa). Un atomo di carbonio ha una massa pari a 3 volte quella dell’elio. Un atomo di titanio ha una massa pari a 4 volte quella di un atomo di carbonio, e pari a 12 volte quella di un atomo di elio. Un atomo di molibdeno ha una massa doppia di quella di un atomo di titanio, pari a 8 volte quella di un atomo di carbonio e pari a 24 volte quella di un atomo di elio.

Possiamo ricavare solo le masse relative, basandoci sulla nostra scala, definita arbitrariamente, in cui un atomo di carbonio ha massa uguale a 12 u. Un atomo di titanio ha una massa pari a 4 volte quella di un atomo di carbonio; 48 g di atomi di titanio devono contenere lo stesso numero di atomi contenuto in 12 g di carbonio. Un atomo di molibdeno ha una massa pari a 2 volte quella di un atomo di titanio; 96 g di molibdeno devono contenere lo stesso numero di atomi contenuto in 48 g di titanio. Quindi 12 g di carbonio, 48 g di titanio, 96 g di molibdeno contengono tutti lo stesso numero di atomi. La quantità di un elemento la cui massa in grammi è numericamente uguale alla massa atomica dell’elemento, contiene lo stesso numero di atomi.

Quanto visto per le sostanze elementari, cioè sostanze composte da un solo tipo di atomo, vale anche per le sostanze molecolari, cioè costituite da molecole. Come per le masse atomiche, le masse molecolari sono masse relative. Massa molecolare relativa o peso molecolare (PM) = somma delle masse atomiche degli atomi che compaiono nella molecola. Per i composti ionici, la massa molecolare relativa si calcola allo stesso modo ma prende il nome di peso formula. 16 g di metano, 32 g di ossigeno e 48 g di ozono devono contenere lo stesso numero di molecole. Inoltre, poiché la massa atomica del titanio è uguale alla massa molecolare dell’ozono, il numero di atomi contenuti in 48 g di titanio deve essere uguale al numero di molecole presenti in 48 g di O₃.

Mole (abbreviazione mol) = unità di misura SI per misurare una quantità di sostanza e si definisce come segue (definizione ufficiale di mole nel SI): “Una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari (atomi, molecole o altre particelle) pari al numero di atomi contenuti in esattamente 0,012 kg di carbonio”. Dato che la massa di carbonio è esattamente 12, per definizione, 1 mol di carbonio contiene esattamente 12 g (= 0,012 kg) di carbonio. Mole = quantità di una sostanza la cui massa in grammi è numericamente uguale al peso atomico o peso molecolare o peso formula.