The mole. A mole is a number (like a dozen). Having this number of atoms allows us to easily convert atomic masses to molar masses. 6.02 x 10 23 602 000

The mole

• A mole is a number (like a dozen). Having this number of atoms allows us to easily convert atomic masses to molar masses.

• 6.02 x 1023

• 602 000 000 000 000 000 000 000

six point zero two times ten to the 23rd power

• What is the actual mass of a C atom?• 12 uma• approx. 2 x 10-23 grams (protons and

neutrons each weigh about 1.7 x10-24 grams)

• Atomic masses do not convert easily to grams

• They can’t be weighed (they are too small)

• It is useful to associate atomic mass with a mass in grams. It has been found that 1 g H, 12 g C, or 23 g Na have 6.02 x 1023 atoms

• 6.02 x 1023 is a “mole” or “Avogadro’s number”

• 1 pair = 2

• 1 dozen =12

• 1 mole = 6.02 x 1023

• 0,5 pair =

• 0,5 dozen =

• 0,5 moles =

• 1 dozen grains of rice = 0,21 g

• 1,94 g of grains of rice contain

• 1,94/0,21 = 9,2 dozen grains of rice

Comparing sugar (C12H22O11) & H2O

No, sugar has more (45:3 ratio)

Yes (6.02 x 1023 in each)

Yes.

No, molecules have dif. masses

No, molecules have dif. sizes.

1 mole each

Yes, that’s what grams are.

mass?

No, they have dif. molar masses

N^ of moles?

No, they have dif. molar masses

N^ of molecules?

NoN^ of

atoms?

No, they have dif. densities.

volume?

1 gram eachSame

Copyright ©2009 Zanichelli editore Le idee della chimica

1. La massa di atomi e molecole: un po’ di storia

2. Le reazioni tra i gas e il principio di Avogadro

3. Quanto pesano un atomo o una molecola?

4. La massa atomica e la massa molecolare

5. Contare per moli

6. Formule chimiche e composizione percentuale

La quantità chimica: la mole



Dalton compilò la prima tabella delle masse atomiche degli elementi conosciuti, prendendo come riferimento l’atomo di idrogeno: la massa così espressa è detta massa atomica relativa.



Le masse atomiche proposte da Dalton risultarono errate nella maggior parte dei casi perché Dalton partiva dal presupposto che la molecola d’acqua avesse formula HO, cioè che l’ossigeno fosse otto volte più pesante dell’idrogeno.



Fu grazie alla distinzione fra atomi e molecole proposta da Stanislao Canizzaro (in base agli studi già compiuti nel 1811 da Amedeo Avogadro) che si arrivò alla corretta determinazione della massa degli atomi.



Canizzaro utilizzò il principio di Avogadro per correggere le masse atomiche relative conosciute e propose un metodo per misurarle che aveva origine dalla densità dei gas.



Il rapporto tra la densità di due sostanze gassose, alla stessa temperatura e pressione, è uguale al rapporto tra le masse delle loro singole molecole.



Il principio di Avogadro si può anche formulare matematicamente.

A pressione e temperatura costanti, il volume di un gas è direttamente proporzionale al suo numero di molecole.



Le masse atomiche e le masse molecolari oggi si possono calcolare sperimentalmente utilizzando lo spettrometro di massa.



La massa atomica di un elemento è la massa relativa rispetto all’atomo di 12C.

L’unità di massa atomica (u o dalton) è uguale a 1/12 della massa dell’atomo 12C.



La massa atomica relativa, MA, di un elemento è la sua massa espressa in unità u, quindi relativamente alla massa dell’atomo di carbonio.

La massa molecolare relativa, MM o peso molecolare, è la somma delle masse atomiche che compaiono nella molecola.

Per i composti ionici la massa molecolare relativa si calcola allo stesso modo ma prende il nome di peso formula.


5. Contare per moli

Il valore dell’unità di massa atomica, 1 u = 1,661 10-24 g, è estremamente piccolo per essere misurato con gli strumenti a noi conosciuti.

È stato perciò necessario trovare una grandezza che mettesse in relazione gli atomi e le molecole con le grandezze misurabili con le bilance.


5. Contare per moli

Questa grandezza è la mole (mol).

Una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari uguali al numero di atomi contenuti in 12 g di 12C.


5. Contare per moli

La massa di una mole di un elemento (o di un composto) è uguale alla sua massa atomica (o massa molecolare) espressa in grammi.

La massa molare M che si misura in g/mol, è la massa di una mole.


5. Contare per moli

Avogadro si pose il problema di quante particelle elementari fossero contenute in una mole e lo risolse tramite il rapporto:

massa molare/massa atomica =

= 6,022 1023 particelle/mol


5. Contare per moli

Il risultato del rapporto

massa molare/massa atomica =

= 6,022 1023 particelle/mol

è noto come numero o costante di Avogadro.

Una mole di sostanza contiene sempre 6,022 1023 particelle (atomi, molecole o ioni).


5. Contare per moli

In pratica, per calcolare il numero di moli di una sostanza si usa la formula:

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The mole. A mole is a number (like a dozen). Having this number of atoms allows us to easily convert atomic masses to molar masses. 6.02 x 10 23 602 000