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La materia in chimica (Elementi e Composti)

Il confronto tra materiali diversi o tra differenti quantità di materia in chimica avviene attraverso il concetto di mole
Le sostanze si presentano in diverse forme e stati e possono appartenere ad una di queste due categorie:

  • Elemento: sostanza pura costituita da un sol tipo di atomo; ad ogni elemento compete un simbolo
  • Composto: sostanza pura costituita da due o più tipi di atomi; ad ogni composto compete una formula

Formula e Molecola

Formula: oltre ad indicare il tipo di atomi costituenti, stabilisce il loro rapporto di combinazione.
Molecola: è la più piccola parte di sostanza (elemento/composto), che manifesta tutte le sue proprietà ed è perciò isolabile.
La molecola è in genere costituita da due o più atomi, che possono essere uguali o diversi.

Esempi:

H2O; O2; H3PO4; HCl

Esistono però anche molecole monoatomiche

Esempi:

He; Ne; Ar (gas nobili)

Inoltre per tutte le sostanze esiste una formula, ma non per tutte una molecola

Esempi:

KCl; Li2SO4(sostanze cristalline)
Fe; Mg; C (sostanze elementari)

Peso atomico, peso molecolare e peso formula

Peso atomico (P.A.): riferito alle sostanze considerate allo stato elementare; indica quante volte l’elemento è più pesante rispetto all’unità di massa atomica (u.m.a.)

u.m.a. = 1/12 della massa di 12C

Peso molecolare (P.M.): riferito alle sostanze che possiedono la molecola.
Peso formula (P.F.): riferito ai composti che non possiedono la molecola.
Come per il peso atomico, il peso molecolare esprime quante volte la molecola è più pesante dell’u.m.a.
Il peso molecolare si può calcolare sommando i pesi atomici di tutti gli elementi della molecola.
Per il peso formula si procede in maniera analoga.

Esempi di calcolo del P.M. e del P.F.

P.M. di H2O (2 · 1,008 + 15,999) = 18,015 u.m.a.
P.F. di Ca3(PO4)2 (3 · 40,08 + 2 · 30,974 + 4 · 2 · 15,999) = 310,18 u.m.a.

Il peso atomico (molecolare e formula) così espresso viene anche detto relativo (perché riferito all’u.m.a. e non al grammo); per tale motivo può essere anche considerato adimensionale.
Quando invece è misurato in grammi, esso viene detto peso atomico assoluto; è poco utilizzato perché molto piccolo (ad esempio il peso atomico assoluto di H è 1.67•10–24 g).

Numero di Avogadro

Risulta impossibile pesare una singola particella per studiarne il suo comportamento chimico-fisico.
Per questo motivo si prendono sempre in considerazione un gran numero di particelle, un concetto introdotto da Avogadro sulla base di osservazioni sul comportamento dei gas ideali
Legge di Avogadro: Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole.
Da questa legge egli dedusse il:

N.ro di Avogadro = 6,022 • 1023 molecole

Il numero di Avogadro è il reciproco di quanto pesa in grammi 1 u.m.a. e quindi esprime anche quante u.m.a. sono contenute in 1 g di sostanza.


Numero di Avogadro (segue)

La massa in grammi di un N.ro di Avogadro di molecole (composto o elemento) risulta numericamente uguale al P.M. (P.F., P.A.) della sostanza

Esempio:

Calcolo della massa in grammi di una molecola di H2O (PM = 18,015 uma)
18,015 uma · 1,66•10-24 g/uma = 2,99•10-23 g

La massa in grammi di un numero di Avogadro di molecole di H2O è quindi:
6,022•1023 molecole · 2,99•10-23 g = 18,015 g

Notare l’uguaglianza numerica tra 18,015 uma e 18,015 g

Analogamente per le sostanze elementari

Esempio:

55,8 g di Fe contengono 6.022•1023 atomi di Fe

Mole

Il concetto di mole (grammo-molecola), derivante dal numero di Avogadro, è l’unità di misura della quantità in chimica.
Una mole di sostanza contiene una quantità in grammi di sostanza numericamente uguale al P.M. (P.F.) della sostanza.

Esempi:

18,015 g di H2O 1 mole di H2O
55,442 g di NaCl1 mole di NaCl

Il concetto di mole si applica anche alle sostanze allo stato elementare; si usa pure indicarlo come grammo-atomo.

Esempio:

55,847 g di Fe 1 mole (grammo-atomo) di Fe

Calcoli con il concetto di mole

Nei calcoli stechiometrici è spesso necessario operare la conversione da grammi di sostanza in moli di sostanza o viceversa.
Si sfruttano due semplici equazioni derivanti dal concetto di mole.
Inoltre si usano spesso i sottomultipli della mole:
- mmol = 10–3 mol
- µmol = 10–6 mol
- nmol = 10–9 mol
- pmol = 10–12 mol


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