Mole
La mole (ex grammomole, simbolo mol; il simbolo della grandezza quantità è n) è una delle sette unità di misura fondamentali del Sistema internazionale. Misura la quantità delle sostanze; essa contiene tante entità elementari quante sono gli atomi contenuti in 12 grammi dell'isotopo 12 del carbonio. Template:Box unità SI
Tale numero è noto come numero di Avogadro, dal matematico italiano Amedeo Avogadro, ed è pari a Errore in {{M}}: parametro 1 non è un numero valido..[1] Una mole è quindi associata ad un numero enorme di entità o particelle (più di seicentomila miliardi di miliardi).
Nel caso di un composto chimico, si può definire la mole come il valore della quantità (ad esempio espressa in grammi) di particelle uguale al peso molecolare di ogni singola molecola. Tale quantità in realtà varia a seconda della miscela isotopica che prendiamo in considerazione, ma la sua variazione può in genere assumersi trascurabile.
Il concetto di mole fu introdotto da Wilhelm Ostwald nel 1896.[1]
Rappresentazioni del numero di Avogadro
Per avere un'idea di quanto sia grande il numero di Avogadro, possiamo servirci delle seguenti visualizzazioni:
- Se si prendesse un numero di palle da tennis pari a quello di Avogadro (quindi una "mole" di palle da tennis) e le si disponesse in modo omogeneo su tutta la superficie terrestre, si raggiungerebbe un'altezza di cinquanta chilometri, ovvero più di sei volte l'altezza del monte Everest.
- Ancora: se si disponessero tali palle in un'unica fila essa avrebbe una lunghezza pari a circa 20 128 000 000 volte la larghezza di tutto il Sistema solare.
- Il numero di tazzine d'acqua contenute nell'Oceano atlantico è dell'ordine di grandezza del numero di Avogadro, così come il numero di molecole d'acqua in una tazzina.
- Se la stessa quantità di centesimi di euro fosse distribuita uniformemente tra la popolazione mondiale, ogni abitante della Terra avrebbe mille miliardi di euro.
Definizioni aggiornate di mole
La grammomole e la grammomolecola sono state eliminate nel 1963 dal XIII CGPM e sostituite dalla "mole di sostanza". Dal 1972 la mole fa parte del SI e in Italia il SI è diventato, per legge, l'unico sistema ufficiale di unità di misura. Dal 2002 il SI è in vigore in tutto il mondo (ultimi arrivati: gli USA, che mantengono in vigore il vecchio sistema per gli usi interni).
Dalla definizione segue che una quantità di sostanza è pari a una mole quando contiene un numero di particelle uguale al numero di Avogadro. Una mole della sostanza B contiene 6,022 1023 particelle di B. Il rapporto fra il numero delle particelle considerate e la quantità di B (in moli) si chiama costante di Avogadro e vale NA = 6,022 1023 molB-1 cioè il numero di Avogadro moltiplicato per il fattore di conversione (numero/molB)
Normalmente la sostanza B è una sostanza pura o una miscela ben definita (l'aria, per esempio, contiene 4 molecole di azoto e 1 molecola di ossigeno, in prima approssimazione). La "quantità della sostanza B" diventa la "quantità di B" quando la sostanza viene esplicitata; ad esempio "la quantità dell'aria" o "la quantità dell'ossigeno").
La quantità di B è il rapporto fra il numero delle particelle considerate e la costante di Avogadro:
- nB = N°B / NA
in cui:
- n è espresso in moli
- NA in mol-1
- N° è un numero adimensionale.
La massa molare di una sostanza B (MB) è data dal rapporto fra la massa e la sostanza di un corpo.
Ad esempio,la massa atomica del sodio è pari a 22,99 u; una mole di sodio ( cioè un numero di atomi di sodio pari al numero di Avogadro) corrisponde a 22,99 grammi di sostanza. La massa molare del sodio è 22,99 g/molNa.
Analogamente, nel caso dell'acqua (H2O), la massa molecolare è pari a 18,016 u; una mole di questa sostanza è pari a 18,016 grammi. La massa molare dell'acqua 18,016 g/molH2O.
Nel caso del metano (CH4), la cui massa molecolare è 16,04, mezza mole (quindi mezzo numero di Avogadro di molecole) corrisponde a 8 grammi. Talvolta si preferisce esplicitare i due casi usando le denominazioni ormai obsolete di grammoatomo (mole di un elemento) e grammomolecola (mole di un composto).[2]
Nei paesi anglosassoni vengono inoltre utilizzate le definizioni di libbramolecola e libbramole, che sono simili alle definizioni di grammomolecola e grammomole, tranne per il fatto che ci si riferisce alla libbra per la misura della massa.
Non ci si può riferire alla mole di atomi o molecole come massa molare perché la massa molare in grammi/mole è una grandezza diversa. Indicando con le moli e con la massa molare (mole di entità), abbiamo:
Alcune applicazioni del concetto di mole
Il concetto di mole è utilizzato spesso in chimica, in quanto permette di paragonare particelle di massa differente. Inoltre, riferendoci alle moli anziché al numero di entità, ci divincoliamo dall'uso di numeri molto grandi.
La mole è utilizzata anche nelle definizioni di altre unità di misura; ad esempio la carica di una mole di elettroni è chiamata costante di Faraday[3], pari a 96 485 coulomb, mentre una mole di fotoni è detta einstein.
Il concetto di mole è utilizzato anche nelle equazioni di stato dei gas ideali; si ha che una mole di molecole di un qualunque gas ideale, in condizioni normali (temperatura di 0 °C e pressione 101 325 Pa = 1 atm) occupa un volume di 22,414 L per la legge di Avogadro. Così è possibile calcolare il numero di molecole presenti in un dato volume di gas, e quindi la sua massa.
Esempio - calcoli stechiometrici
Nel seguente esempio, le moli sono usate per calcolare la massa di CO2 emessa, quando è bruciato 1 g di etano. La formula coinvolta è:
- 3,5 O2 + C2H6 → 2 CO2 + 3 H2O
Qui, 3,5 moli di ossigeno reagiscono con 1 mole di etano, per produrre 2 moli di CO2 e 3 moli di H2O. Si noti che la quantità di molecole non necessita di essere bilanciata su ambo i lati dell'equazione: da 4,5 moli di gas si passa a 5 mol di gas. Questo perché la quantità delle molecole di gas non conta la massa o il numero di atomi coinvolti, ma semplicemente il numero di particelle individuali. Nel nostro calcolo è prima di tutto necessario calcolare la quantità dell'etano che è stato bruciato. La massa di una mole di sostanza è definita come pari alla sua massa atomica o molecolare, moltiplicata per il numero di Avogadro. La massa atomica dell'idrogeno è pari a 1 u, mentre la massa molare di H è pari a 1 g/molH; la massa atomica del carbonio è pari a 12 u, la sua massa molare a 12 g/molC; quindi la massa molare del C2H6 è: 2×12 + 6×1 = 30 g/molC2H6. Una mole di etano pesa 30 g. La massa dell'etano bruciato era di 1 g, o 1/30 di mole. La massa molare della CO2 (con massa atomica del carbonio 12 u e dell'ossigeno 16 u) è: 2×16 u + 12 u = 44 u, quindi una mole di diossido di carbonio ha una massa di 44 g. Dalla formula sappiamo che:
- 1 mole di etano produce 2 moli di diossido di carbonio.
Conosciamo anche la massa dell'etano e del diossido di carbonio, quindi:
- 30 g di etano producono 2×44 g di diossido di carbonio.
È necessario moltiplicare per due la massa del diossido di carbonio perché ne vengono prodotte due moli . Comunque, sappiamo anche che solo 1/30 dell'etano è stato bruciato. E di nuovo:
- 1/30 di mole di etano produce 2 × 1/30 di mole di biossido di carbonio.
E infine:
- 30 × 1/30 g di etano producono 44 × 2/30 g di biossido di carbonio = 2,93 g
Note
- ^ a b Silvestroni, p. 157
- ^ Silvestroni, p. 156
- ^ da non confondere con l'unità della capacità elettrica, il farad
Bibliografia
- Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ª ed., CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8.
- Silvio Gori, Chimica fisica, 1ª ed., Padova, PICCIN, 1999.
- IUPAC,IUPAP,ISO, "Green Book", 1ª ed., Londra, Blackwell, 1993.
