Abbiamo detto (Lezione IV) che in una equazione chimica bilanciata come:
N2 (g) + 3 H2 (g) -> 2 NH3 (g)
i coefficienti stechiometrici indicano anche i rapporti in moli tra reagente e reagente, e tra reagenti e prodotti. Quindi nel nostro caso 1 mole di azoto reagisce con 3 moli di idrogeno per dare 2 moli di ammoniaca.
Possiamo anche dire che, in questa reazione, 1 mole di azoto è chimicamente equivalente a 3 mole di idrogeno e 3 moli di idrogeno sono chimicamente equivalenti a 2 moli di NH3.
In simboli:
1 mol N2 = 3 mol H2 e 3 mol H2 = 2 mol NH3
Queste relazioni quantitative (in moli) tra le sostanze che partecipano alla reazione sono dette relazioni stechiometriche, e la parte della chimica che si occupa di questi argomenti è detta stechiometria.
La stechiometria serve a calcolare la quantità di un reagente che reagisce con una quantità nota di un altro reagente, o la quantità di prodotto che si forma da una certa quantità di reagenti, o ancora che quantità di reagenti è necessaria per ottenere una certa quantità di prodotto.
Quando due sostanze reagiscono tra di loro è necessario sapere quanti atomi di ognuna si utilizzano, in altre parole è necessario un metodo per contare gli atomi anche se sono molto piccoli.
Si deve quindi collegare il mondo macroscopico, quello che possiamo vedere, con quello microscopico degli atomi. Per fare ciò, è stata definita una unità chimica di conteggio che si chiama mole.
La mole, il cui simbolo è mol, è l’unità del sistema internazionale per misurare una quantità di sostanza ed è definita come segue:
“Una mole è una quantità di sostanza che contiene tanti atomi quanti sono quelli presenti in 12 grammi esatti dell’isotopo 12 del carbonio“.
Quindi una mole contiene sempre lo stesso numero di atomi indipendentemente dal tipo di sostanza (una mole di sodio contiene lo stesso numero di atomi di una mole di ferro).
Sperimentalmente è stato dimostrato che:
una mole è pari a 6.0221·1023 atomi
Il numero 6.0221·1023 è detto numero di Avogadro ed è indicato con il simbolo NA.
Il concetto di mole quindi in sé non è difficile: diciamo “una mole di atomi” per dire “602210000000000000000000 atomi”, così come diciamo “una dozzina di uova” per dire “12 uova”.
Ma perché è stato scelto proprio il numero NA per la definizione di mole?
Perché in questo modo la massa in grammi di una mole di un elemento rappresenta la massa molare.
La massa molare di un elemento è la quantità in grammi numericamente uguale al suo peso atomico.
Ad es., una mole di magnesio corrisponde a 24,305 g di magnesio.
La massa in grammi di una mole d’atomi di ogni elemento è, quindi, la massa molare di quell’elemento. E’ numericamente uguale alla massa atomica:
Massa molare (o peso atomico) del sodio è uguale a 22,9898 g/mol, che è uguale a 6,02214 x 1023 atomi di sodio.
E’ fondamentale saper convertire i grammi di una sostanza in moli e viceversa.
Dalla tavola periodica ricaviamo che la massa molare di Al è 26,98, quindi
g di Al = 2,5 X 26,98 =67,45 g
Calcolare la massa in grammi di 3,5 moli di biossido d’azoto.
La massa molare di N2O si ottiene sommando la massa atomica dei suoi componenti.
Quindi : 14,00 x 2 atomi di azoto= 28,00 + 16 x 1 atomo di ossigeno = 44 g di N2O = 3,5 X 44,00 =154,00 g
3,5 moli di biossido d’azoto corrispondono a 154,00 grammi.
Abbiamo quindi visto l’uso del rapporto stechiometrico (o molare) per:
Il fattore stechiometrico è un fattore di conversione che mette in relazione le moli di un reagente con quello di un altro, o le moli di un reagente con quelle del prodotto.
Scrivere la reazione bilanciata e calcolare la quantità di ossigeno necessaria per far reagire completamente 6,8 grammi di alluminio.
Dopo aver studiato questa lezione bisogna essere capaci di:
Si consiglia di esercitarsi rispondendo alle domande del test riportato nel materiale supplementare.
1. La materia: proprietà e composizione
2. L'atomo. La tavola periodica
3. Nomenclatura di composti molecolari e ionici
8. Concentrazione delle soluzioni
9. Reazioni in soluzione acquosa
10. Reazioni di ossidoriduzione
11. L'atomo
12. Configurazione elettronica
13. Legame chimico. Strutture di Lewis
14. Strutture di risonanza. Teoria VSEPR
15. Teoria del legame covalente
16. Forze intermolecolari e stati della materia
17. Cinetica chimica
18. Trasferimenti di energia coinvolti nelle reazioni chimiche