Mole

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La mole (ex grammomole, simbolo mol) è l'unità di misura della quantità di sostanza.[1] È una delle sette unità di misura fondamentali del Sistema internazionale.[2]

La mole è definita come la quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di entità[3] pari al numero degli atomi presenti in 12 grammi di carbonio‑12.[4]

Una mole di una sostanza contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12 grammi dell'isotopo 12 del carbonio: tale numero è noto come numero di Avogadro, dal chimico e fisico italiano Amedeo Avogadro, ed è pari a 6,02214179(30) × 1023 .[5] Una mole è quindi associata a un numero enorme di entità o particelle (più di seicento triliardi).

Nel caso di un composto chimico, si può definire la mole la quantità di sostanza avente massa (ad esempio espressa in grammi) numericamente uguale alla massa 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.[5]

Rappresentazioni del numero di Avogadro[modifica | modifica sorgente]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi 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.
  • 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.

Mole, quantità chimica e massa molare[modifica | modifica sorgente]

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 6,02214179(27) × 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 quantità di 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 vale 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.

È concettualmente sbagliato utilizzare il termine mole per indicare la massa molare: mentre quest'ultima è una grandezza intensiva che si misura in g/mol o kg/mol, numericamente uguale alla massa molecolare o atomica, la mole è l'unità di misura di una grandezza estensiva chiamata quantità di sostanza o quantità chimica (o a volte più sbrigativamente "numero di moli"). La relazione tra queste grandezze è

n_\mathrm{moli}= n = {m \over MM}

dove n è la quantità chimica, m è la massa e MM è la massa molare.

Talvolta si preferisce esplicitare il tipo di entità elementari considerate usando le denominazioni ormai obsolete di grammoatomo (mole di un elemento) e grammomolecola (mole di un composto).[6] 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. Il SI è in vigore in quasi tutto il mondo.

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.

Alcune applicazioni del concetto di mole[modifica | modifica sorgente]

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 svincoliamo 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[7], 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[modifica | modifica sorgente]

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:

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[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ (EN) IUPAC Gold Book, "mole"
  2. ^ (EN) IUPAC Gold Book, "SI"
  3. ^ Le entità chimiche e fisiche a cui si fa riferimento nella definizione di mole possono essere atomi, molecole, ioni, radicali, elettroni, fotoni, e altre particelle o raggruppamenti specifici di queste entità. Si veda anche lista delle particelle.
  4. ^ (EN) Unit of amount of substance (mole) in SI brochure, Section 2.1.1.6, BIPM. URL consultato il 10 marzo 2011.
  5. ^ a b Silvestroni, op. cit., p. 157
  6. ^ Silvestroni, op. cit., p. 156
  7. ^ da non confondere con l'unità della capacità elettrica, il farad

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • 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.

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]