Mole

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La mole (o grammomole, simbolo mol) è una delle sette unità di misura fondamentali del Sistema Internazionale.

La mole viene definita come la quantità di sostanza di un sistema che contiene un numero di entità elementari^[1] pari al numero di atomi presenti in 12 grammi di carbonio-12.

Tale numero è noto come numero di Avogadro, ed è pari a 6,02214179(30) · 10²³. Una mole è quindi associata ad un numero enorme di entità (più di seicentomila miliardi di miliardi).

Indice

1 Rappresentazioni del numero di Avogadro
2 Definizioni di grammomole e grammomolecola
- 2.1 Esempi
3 Alcune applicazioni del concetto di mole
- 3.1 Esempio - calcoli stechiometrici
4 Note
5 Voci correlate

[modifica] 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 palline da ping pong pari a quello di Avogadro - una mole di palline da ping pong quindi - e le si disponesse in modo omogeneo sulla superficie terrestre si raggiungerebbe un'altezza di 50 chilometri, ovvero più di 6 volte l'altezza del monte Everest.
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 ogni abitante della terra avrebbe mille miliardi di euro.

[modifica] Definizioni di grammomole e grammomolecola

Dalla definizione segue che una mole di una sostanza chimica (elemento o composto) è pari alla quantità di tale sostanza la cui massa, espressa in grammi, coincide numericamente con il valore della massa atomica o molecolare della sostanza stessa. Ad esempio, data la massa atomica del sodio, pari a 22,99, una mole di sodio corrisponde a 22,99 grammi di sostanza. Analogamente, nel caso dell'acqua (H₂O), la cui massa molecolare è pari a 18,016, si ha che una mole di acqua è pari a 18,016 grammi di acqua. Talvolta si preferisce esplicitare i due casi usando le denominazioni ormai obsolete di grammoatomo (mole di un elemento) e grammomolecola (mole di un composto).

Ci si può riferire alla mole di atomi o molecole come massa molare, cioè la massa in grammi di una sostanza che corrisponde alla mole e si esprime in grammi/mole. Indicando con $n$ il numero di moli e con $M$ la massa molare (mole di entità), abbiamo:

$n_{moli}= n = {m_{composto} \over M}$

[modifica] Esempi

Convertire in grammi 1,8 mol di ossigeno atomico (O)

Massa atomica dell'ossigeno = 16,00
1 mole di $O$ = 16 grammi
16,00 × 1,8 moli = 28,8 grammi.

Convertire in grammi 2,6 mol di ossigeno molecolare (O₂)

massa molecolare dell'ossigeno = 32,00 × 2,6 moli = 83,2 grammi.

Convertire in grammi 2,6 mol di cloruro di sodio (NaCl)

massa atomica del sodio = 22,99 + massa atomica del cloro = 35,45 = 58,44 (massa molecolare NaCl)
58,44 × 2,6 = 151,994 grammi.

Convertire in moli 11 g di ammoniaca (NH₃)

massa molecolare della NH₃ = 3 × 1,008 + 14,01 = 17,34
11 g : 17,34 = 0,634 moli.

Convertire in grammi 67,2 litri di idrogeno in condizioni normali^[2] (H₂)

67,2 L:22,4 L/mol = 3 mol
massa molare dell'idrogeno = 1,008 g/mol x 2 = 2,016 g/mol
3 mol x 2,016g/mol = 6,048g

[modifica] 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 al numero di moli anziché al numero di entità, ci divincoliamo dall'uso di numeri molto grandi.

La mole viene utilizzata anche nelle definizioni di altre unità di misura; ad esempio la carica di una mole di elettroni viene chiamata 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.

[modifica] Esempio - calcoli stechiometrici

Nel seguente esempio, le moli sono usate per calcolare la massa di CO₂ emessa, quando viene 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. Questo perché la mole 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 il numero di moli di etano che sono state bruciate. La massa di una mole di sostanza è definita come pari alla sua massa atomica o molecolare. La massa atomica dell'idrogeno e pari a 1 g, e la massa atomica del carbonio e pari a 12 g, quindi la massa molecolare del C₂H₆ è: 2×12 + 6×1 = 30 g. Una mole di etano pesa 30 g. Il quantitativo bruciato era di 1 g, o 1/30 di mole. La massa molecolare della CO₂ (con massa atomica del carbonio 12 g e dell'ossigeno 16g) è: 2×16 + 12 = 44g, quindi una mole di biossido di carbonio ha una massa di 44 g. Dalla formula sappiamo che:

1 mole di etano produce 2 moli di biossido di carbonio.

Conosciamo anche la massa delle moli di etano e biossido di carbonio, quindi:

30 g di etano producono 2×44 g di biossido di carbonio.

È necessario moltiplicare per due la massa del biossido di carbonio perché due moli vengono prodotte. 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

[modifica] Note

^ 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.
^ per condizioni normali di T e p, si intende la temperatura di 0 °C e la pressione di 1 atm.
^ da non confondere con l'unità della capacità elettrica, il farad