Mole, massa molare e costante di Avogadro

Quando due entità chimiche reagiscono fra loro, è necessario conoscere esattamente le loro quantità e la loro composizione così da poter stabilire esattamente la composizione e le quantità dei prodotti di reazione.

Esempio: è risaputo che l'acqua è formata da atomi di idrogeno e ossigeno. Ma di quanto idrogeno e di quanto ossigeno ho bisogno per preparare esattamente 1 grammo di acqua?

Le formule chimiche

Introduciamo prima di tutto la moderna scrittura delle formule chimiche. Una formula chimica descrive esattamente la composizione di una specie e indica l'eventuale presenza su di essa di cariche elettriche. La formula chimica di una specie viene ottenuta scrivendo in successione i simboli degli elementi che la costituiscono, seguiti ciascuno da un pedice numerico intero che ne specifica la proporzione con cui è presente nella molecola. Quando un pedice è pari a 1 semplicemente non viene scritto. In chimica inorganica solitamente i simboli degli elementi costituenti una specie vengono scritti in ordine di elettronegatività crescente. Spesso, comunque, viene favorita una scrittura che dia indicazioni sulla struttura o sulle caratteristiche della molecola. Si veda più avanti, per esempio, come scrivere la formula di un acido minerale o di un idrossido.

Esempi

La formula chimica dell'acqua è H₂O: dunque l'acqua è formata da idrogeno e ossigeno presenti in rapporto 2:1, ovvero per ogni atomo di ossigeno presente in una singola molecola di acqua ci sono due atomi di idrogeno.

La formula chimica del comune sale da cucina, il cloruro di sodio, è NaCl: dunque il cloruro di sodio è formato da sodio e cloro in rapporto 1:1, ovvero ogni molecola di cloruro di sodio contiene un atomo di sodio e uno di cloro.

La formula chimica dello zolfo elementare è S₈: dunque la molecola dello zolfo è costituita da 8 atomi di zolfo (tutti uguali).

Nel caso degli ioni, ovvero molecole cariche (positivamente o negativamente), la loro carica viene indicata in apice alla fine della formula indicandone prima il segno e poi l'entità (le cariche presenti su uno ione sono dovute all'acquisto o alla perdita di uno o più elettroni, dunque per entità della carica di uno ione si intende il rapporto tra la carica dello ione e la carica dell'elettrone, risultando così essere un numero intero). Anche in questo caso si indica la presenza di una singola carica (positiva o negativa) con la sola scrittura del segno della carica, senza scrivere il numero 1.

Esempi

Una specie ampiamente ricorrente in chimica è l'idrone, la cui formula chimica è: H⁺. Dunque l'idrone è formato da un unico atomo di idrogeno il quale porta su di sé una carica positiva.

Nel sale da cucina il cloro è presente come ione negativo monovalente dunque la sua formula chimica sarà: Cl^- (detto ione cloruro).

La formula dello ione ammonio è NH₄⁺: dunque, lo ione ammonio è formato atomi di azoto e idrogeno in rapporto 1:4 e sull'intera molecola è presente una carica positiva.

Acidi

Le formule degli acidi inorganici (anche detti minerali) vengono scritte nella forma H_xQ_yR_z, dove Q è (solitamente) un non metallo e R può non comparire del tutto oppure essere un altro non metallo (nella maggior parte dei casi, ossigeno). Questa scrittura permette di identificare il numero di ioni idrone che la specie può cedere e l'anione che deriva per neutralizzazione di uno o più ioni H⁺.

Esempi

• HCl - Acido cloridrico;

• HIO - Acido ipoiodoso;
• HNO₃ - Acido nitrico;
• H₂SO₄ - Acido solforico;
• H₄P₂O₇ - Acido pirofosforico;
• HSO₃F - Acido fluorosolforico.

Tra le eccezioni notevoli si notino H₃AlO₃ e H₂WO₄ in cui Q è un metallo.

Idrossidi

Le formule degli idrossidi basici vengono scritte nella forma Q_x(OH)_y, dove Q è solitamente un metallo.

Esempi

• NaOH - Idrossido di sodio;

• Ca(OH)₂ - Idrossido di calcio;
• Mg(OH)₂ - Idrossido di magnesio;
• NH₄OH - Idrossido di ammonio.

La mole e la costante di Avogadro

Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conte di Quaregna e Cerreto.

Si noti ora il problema posto nell'introduzione: di quanto idrogeno e di quanto ossigeno ho bisogno per preparare esattamente 1 grammo di acqua? Per rispondere a questa domanda è necessario sapere quante molecole di acqua ci sono in un grammo di acqua. Si consideri che la massa degli atomi e delle molecole è dell'ordine dei 10^-22 ÷ 10^-24 g, dunque in 1 grammo di acqua c'è un numero di molecole compreso tra 10²² e 10²⁴ molecole! Ci si rende conto, dunque, che è necessario introdurre una grandezza che permetta di maneggiare quantità 'tangibili' di sostanza. Per tale motivo viene introdotta la mole. La mole (simbolo mol) è l'unità di misura del Sistema Internazionale della quantità di sostanza (indicata con n). La IUPAC dà la seguente definizione:

una mole è la quantità di sostanza che contiene tante entità elementari quanti atomi ci sono in 12 grammi di carbonio-12.

Quindi, una mole contiene sempre lo stesso numero di entità elementari (le quali devono essere ogni volta specificate), indipendentemente dalla sostanza presa in considerazione. Tramite numerosi esperimenti si è stabilito che una mole di sostanza contiene 6.022 x 10²³ entità elementari. Questo valore associato all'unità di misura mol^-1 è detto costante di Avogadro e viene indicata con N_A.

$N_{A}=6.022\times 10^{23}\ mol^{-1}$

Osserviamo che una mole di una determinata sostanza equivale ad una quantità 'tangibile'. Per esempio, una mole di acqua ha una massa di circa 18 g. Per di più, dalla sua definizione, consegue che la massa in grammi di una mole di una determinata sostanza è esattamente uguale alla sua massa atomica relativa. Per questo motivo, si può parlare della massa atomica relativa come massa molare (indicata con MM) quando viene espressa in g/mol anziché in u. Il che implica che per ottenere la massa molare di un composto, basta eseguire la somma delle masse molari degli elementi che lo compongono (tenendo conto delle proporzioni con cui ciascun elemento è presente).

Esempio

Calcoliamo la massa molare dell'acqua. L'acqua è composta da due atomi di idrogeno (A_r ≈ 1.00) e uno di ossigeno (A_r ≈ 16.00), dunque la massa molare dell'acqua sarà (2 × 1.00 + 1 × 16.00) g/mol = 18.00 g/mol.

Il vantaggio dell'utilizzo della mole sta nel fatto che il numero di entità elementari presenti in un campione è direttamente proporzionale alla massa molare della sostanza in esame sempre con la stessa costante di proporzionalità (ovvero, la costante di Avogadro). Dunque, come si vedrà più approfonditamente nella prossima lezione, nelle reazioni posso quantificare i miei reagenti in moli.

Esempio

Per risolvere il problema che ci siamo posti all'inizio bisogna sapere che per formare 2 molecole di acqua sono necessarie 2 molecole di idrogeno e 1 molecola di ossigeno. Ma allora potrò anche dire che da 2 moli di idrogeno e 1 mole di ossigeno si ottengono 2 moli di acqua.