1.1 gli atomi possono essere pesati per confronto reciproco 1.2 il carbonio-12 è l'isotopo di...
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1.1 Gli atomi possono essere “pesati” per confronto reciproco1.2 Il carbonio-12 è l'isotopo di riferimento delle masse atomiche relative1.3 Le misurazioni su larga scala permettono di contare oggetti molto piccoli1.4 La mole è il collegamento tra massa e numero di atomi o molecole
Capitolo 1
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Dalla massa degli atomi alla mole
If we know how much one piece of candyweighs, we can count large numbers of themby weighing them on a scale. We justmultiply the weight of one piece by the totalnumber we want, so we know how muchthey must weigh altogether. We use a similarconcept in chemistry when we measure largenumbers of atoms and molecules for use inexperiments, as you learn in this chapter.
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1.1 GLI ATOMI POSSONO ESSERE PESATI PER CONFRONTO RECIPROCO
La materia ha una massa ed è formata da atomi, consegue che gli atomi hanno una loro massa. Come possiamo, però, misurare le masse degli atomi?I singoli atomi sono troppo piccoli per poter essere pesati con i metodi che conosciamo.Possiamo tuttavia determinare le masse relative degli atomi degli elementi purché si conosca il rapporto in cui questi sono presenti in un composto. Vediamo un esempio.L’idrogeno (H) si combina con l’elemento fluoro (F) per formare il composto fluoruro di idrogeno. Ciascuna molecola del composto è costituita da un atomo di idrogenoe uno di fluoro; ne consegue che un qualsiasi
campione di questa sostanza presenta sempre un rapporto di 1 a 1 tra il numero di atomi di fluoro e di idrogeno.
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1.1 GLI ATOMI POSSONO ESSERE PESATI PER CONFRONTO RECIPROCO
Sappiamo anche che quando un campione di fluoruro di idrogeno si decompone, la massa del fluoro ottenuta è sempre 19,0 volte più grande di quella dell’idrogeno, per cui il rapporto di massa tra fluoro e idrogeno è sempre 19,0 a 1,00.Come può un rapporto 1 a 1 tra atomi dare un rapporto di massa di 19,0 a 1,00? Ciò avviene solo se ogni atomo di fluoro è 19,0 volte più pesante di ogni atomo di idrogeno.Osserviamo che, pur non avendo determinato le masse in grammi degli atomi di F e H, sappiamo qual è il loro rapporto reciproco (cioè conosciamo le loro masse relative).Attraverso procedimenti simili, condotti su altri composti, siamo in grado di determinare le masse relative degli altri elementi.
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1.2 IL CARBONIO-12 È L'ISOTOPO DI RIFERIMENTO PER LE MASSEATOMICHE RELATIVE
Si rende a questo punto necessario che le masse relative siano espresse nella stessa scala.Quasi tutti gli elementi si trovano in natura sotto forma di miscele uniformi di due o più tipi di atomi, di massa leggermente diversa, che chiamiamo isotopi dell’elemento. Un chiodo di ferro, per esempio, è formato da una miscela di quattro isotopi del ferro, mentre il cloro presente nel sale è una miscela di due isotopi dell’elemento. Occorre pertanto sceglierne uno in particolare che assolva alla funzione di massa di riferimento, cioè di massa unitaria, con cui confrontare quella di tutti gli altri.
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1.2 IL CARBONIO-12 È L'ISOTOPO DI RIFERIMENTO PER LE MASSEATOMICHE RELATIVE
Oggigiorno, il riferimento universalmente riconosciuto è l’isotopo più abbondante del carbonio, noto come carbonio-12, il cui simbolo è 12C. Per definizione, un atomo diquesto isotopo ha esattamente la massa di 12 unità di massa atomica (o Dalton), unità simboleggiata con u. Definendo che 12 u è la massa di un atomo di 12C, possiamo affermare che l’unità di massa atomica è pari a 1/12 della massa di un singolo atomo di carbonio-12. Quindi:1 atomo di 12C possiede una massa di 12 u (esatte)1 u è uguale (esattamente) a 1/12 della massa di 1 atomo di 12C
La massa atomica relativa (MA) di un elemento è la massa media degli atomi dell’elemento (secondo la loro distribuzione in natura) rispetto all’atomo di carbonio-12, cui è attribuita una massa di 12 unità.
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►PER CALCOLARE LA MASSA ATOMICA DI UN ELEMENTO OCCORRE RIFERIRSI A UN ATOMO MEDIO
I chimici hanno generalmente a che fare con miscele di isotopi di un certo elemento provenienti da fonti naturali; poiché la composizione delle miscele isotopiche è praticamente costante, indipendentemente dalla fonte, possiamo parlare di atomo medio di un elemento, facendo riferimento alla massa media della miscela isotopica naturale. Per esempio, l’idrogeno naturale è una miscela di due isotopi L’«atomo medio» dell’elemento idrogeno, secondo la sua distribuzione in natura, possiede una massa che è 0,083 992 volte quella dell’atomo di 12C. Poiché 0,083 992 x
12,000 u = 1,0079 u, la massa atomica media dell’idrogeno è 1,0079 u.
1.2 IL CARBONIO-12 È L'ISOTOPO DI RIFERIMENTO PER LE MASSEATOMICHE RELATIVE
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►PER CALCOLARE LA MASSA ATOMICA DI UN ELEMENTO OCCORRE RIFERIRSI A UN ATOMO MEDIO
Osserviamo che questo valore medio è appena più grande della massa atomica di 1H perché l’idrogeno in natura contiene anche una piccola frazione di 2H. In generale, il numero di massa di un isotopo è leggermente diverso dalla sua massa, perché il primo è sempre un numero intero, mentre la massa atomica relativa è calcolata in rapporto a u.Generalizzando, si trova la seguente espressione per il calcolo delle masse atomiche medie basate sulle abbondanze relative di ciascun isotopo:
1.2 IL CARBONIO-12 È L'ISOTOPO DI RIFERIMENTO PER LE MASSEATOMICHE RELATIVE
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1.3 LE MISURAZIONI SU LARGA SCALA PERMETTONO DI CONTARE OGGETTI MOLTO PICCOLI
Contare una manciata di monete è facile. Ma come contare le monete contenute in un grande salvadanaio o, peggio, in una banca? Quanto maggiore è il numero di monete da contare, tanto più laborioso diviene il conteggio diretto.La conoscenza della massa delle monete ci permette di ottenere una stima ragionevole del loro numero.Per contare tante monete si può ricorrere a un metodo indiretto, pesandole tutte e dividendo per la massa di una moneta.
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1.3 LE MISURAZIONI SU LARGA SCALA PERMETTONO DI CONTARE OGGETTI MOLTO PICCOLI
Con lo stesso procedimento, possiamo calcolare il numero di molecole presenti in un campione di un certo composto; in questo caso, impiegheremo la massa molecolare al posto della massa atomica.
Teniamo presente che i composti ionici sono costituiti da ioni, non da molecole, perciò non è appropriato parlare di «massa molecolare»; in tali casi, è preferibile usare il termine massa formula. La massa formula si calcola esattamente come la massa molecolare:è la somma delle masse degli atomi che compaiono nella formula.
La massa molecolare è la somma delle masse atomiche degli atomi presenti nellaformula del composto.
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1.4 LA MOLE È IL COLLEGAMENTO TRA LA MASSA E IL NUMERO DI ATOMI O MOLECOLE
Per collegare le misurazioni effettuate con gli atomi e le molecole finora abbiamo utilizzato le unità di massa atomica. Per rendere il calcolo più semplice e immediato i chimici hanno introdotto un’unità di misura, detta mole
(simbolo mol), che nel SI è definita in questo modo:
Abbiamo definito l’unità di massa atomica come un dodicesimo esatto della massa di un atomo di carbonio-12. La definizione di mole è quindi strettamente collegata a quella di unità di massa atomica. Di conseguenza, possiamo dire che una mole di sostanza ha una massa in grammi numericamente pari alla sua massa formula.
una mole di una qualsiasi sostanza contiene un numero di unità formula pari al numero di atomi contenuti in 12 g esatti di carbonio-12.
La massa di una mole di sostanza è chiamata massa molare
(simbolo) MM.
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Poiché sostanze diverse hanno massa formula differente, la massa di una mole varia da una sostanza all’altra.
Una mole di sostanze diverse contiene lo stesso numero di particelle ma diverso peso perchè ogni singola particella pesa in modo diverso dall'altra!10 banchi e 10 sedie pur avendo quantità uguali hanno pesi complessivi differenti, pesi che sono multipli del numero dei singoli oggetti.Allo stesso modo 6,02 X 1023molecole di acqua (H2O massa molecolare di 18,016 u) pesano di meno che 6,02 X 1023 molecole di cloruro di sodio (NaCl massa molecolare di 58,44 u)
Una mole di qualsiasi sostanza contiene lo stesso numero di unità formula (circa 6,02 X 1023). Tale numero è detto costante di Avogadro.
1.4 LA MOLE È IL COLLEGAMENTO TRA LA MASSA E IL NUMERO DI ATOMI O MOLECOLE
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La costante di Avogadro o numero di Avogadro (simbolo N) è un numero incredibilmente grande. Per esempio, 6,02 x 1023
granelli di sabbia coprirebbero la superficiedell’intera Italia con uno strato dello spessore di 35 m. Gli atomi e le molecole sono invece talmente piccoli che un numero di Avogadro di queste particelle sta nel palmo di una mano
1.4 LA MOLE È IL COLLEGAMENTO TRA LA MASSA E IL NUMERO DI ATOMI O MOLECOLE
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Quando consideriamo una mole di qualcosa, è sempre importante identificarne con precisione la natura. Per esempio, l’espressione «una mole di ossigeno» è ambigua: potrebbe significare sia una mole di atomi di ossigeno sia una mole di molecole. Per evitare tale ambiguità associamo generalmente una formula chimica all’unità mol. Se scriviamo «1 mol di O» (o «1 mol O») ci riferiamo a «una mole di atomi di ossigeno», mentre se scriviamo «1 mol di O2» (o «1 mol O2») ci riferiamo a «una mole di molecole di ossigeno».Massa, massa molare e moli sono in stretta relazione tra loro e permettono di eseguire varie tipologie di esercizi e di calcoli. La relazione che lega le tre grandezze è:
1.4 LA MOLE È IL COLLEGAMENTO TRA LA MASSA E IL NUMERO DI ATOMI O MOLECOLE
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1.4 LA MOLE È IL COLLEGAMENTO TRA LA MASSA E IL NUMERO DI ATOMI O MOLECOLE
►CONVERSIONE DELLE MOLI IN NUMERO DI MOLECOLE ATTRAVERSO LA COSTANTE DI AVOGADRO
Talvolta è necessario conoscere il numero di particelle (atomi o molecole) contenute in un campione. Come abbiamo visto, una mole di qualsiasi sostanza contiene un numero di Avogadro di particelle di quella sostanza. La costante di Avogadro collega le moli agli atomi o alle molecole e ci consente di passare più semplicemente dalla massa agli atomi (o alle molecole) rispetto alle conversioni con le unità di massa atomica viste nel paragrafo precedente.