Chimica per il liceo/Le masse atomiche, molecolari e la mole: differenze tra le versioni
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Spesso questi termini sono confusi, o erroneamente utilizzati come sinonimi della massa atomica relativa (anche nota come peso atomico).
{{Colore di sfondo|#feffaa|La '''massa atomica relativa''', '''A<sub>r</sub>''', di un elemento è la '''media ponderata''' delle masse relative '''degli isotopi''' presenti in un campione naturale, è riferita all’unità di massa atomica u ed è pertanto un ''numero puro''.}}
I valori riportati nella tavola periodica sono quelli della massa atomica relativa di tutti gli elementi, calcolate da un organismo scientifico internazionale sulla base di un campione il più vasto e comprensivo possibile.
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In altre parole, prendendo 16 g di ossigeno, cioè una massa numericamente uguale alla massa atomica relativa dell’ossigeno ma espressa in grammi, e 4 g di elio, cioè una massa numericamente uguale alla massa atomica dell’elio ma espressa in grammi, siamo sicuri che entrambe le quantità contengono lo stesso numero ''N'' di atomi. Lo stesso ragionamento rimane valido se invece che agli atomi ci si riferisce alle molecole.
{{Colore di sfondo|#feffaa|Le ''N'' particelle con massa complessiva numericamente uguale alla massa atomica (o molecolare) espressa in grammi, costituiscono una quantità di sostanza ben precisa chiamata '''mole''' (simbolo '''mol'''), che rappresenta l’'''unità di misura della quantità di sostanza''' del Sistema Internazionale.}}
=== La costante di Avogadro ===
Come abbiamo visto, un grammo è enormemente più grande dell’unità di massa atomica. Allo stesso modo il numero di particelle in una mole è troppo grande per essere contato direttamente. In passato la ''
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Il valore numerico della costante di Avogadro permette quindi di dare una definizione assoluta anche di mole.
{{Colore di sfondo|#feffaa|'''La mole è la quantità di sostanza che contiene esattamente 6,02214076∙10<sup>23</sup> unità, cioè un numero di unità pari alla costante di Avogadro.'''}}
Il numero di Avogadro è un valore enorme, ma concettualmente non è diverso dal considerare dozzine, decine, centinaia o migliaia di oggetti. Per oggetti microscopici come atomi e molecole ha più senso effettuare la conta in numeri di Avogadro.
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L'utilità della mole sta nel fatto che confrontando quantità in moli di sostanze diverse si confrontando le rispettive quantità di atomi (o molecole). Ad esempio, 18,02 g d'acqua contengono lo stesso numero di molecole di quelle contenute in 342,3 g di zucchero, nonostante la massa nel secondo caso sia molto maggiore.
[[File:becher.pdf|miniatura|Una mole di varie sostanze. Da sinistra a destra: saccarosio, solfato di rame, cloruro di sodio, acqua.|469x469px]]
=== La massa molare ===
{{Colore di sfondo|#feffaa|La '''massa molare''' ('''M''') di una sostanza è la massa in grammi numericamente uguale alla massa relativa (A<sub>r</sub>, MM) di una sua particella. La massa di una mole si esprime in '''g/mo'''l.}}
Per calcolare quindi la massa molare di una qualsiasi sostanza basta disporre della sua formula chimica e della tavola periodica, calcolare la sua massa molecolare relativa (MM) come somma delle masse atomiche A<sub>r</sub> dei suoi atomi, ognuna moltiplicata per il numero di atomi presenti nella molecola. La corrispondente massa molare M sarà. numericamente uguale alla massa molecolare relativa MM, ma sarà espressa in g/mol.
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</p>
dove ''n'' rappresenta il numero di moli presenti nella massa ''m'', espressa in g, e ''M'' è la massa molare espressa in g/mol.
Quindi, se abbiamo 117 g di cloruro di sodio, NaCl, sapendo che la massa molare del composto è 58,5 g/mol, la quantità di sostanza in moli contenuta in 117 g di massa è:
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<math>\frac{117g}{58,5g/mol}=2\ moli\ di\ NaCl </math>
</p>Utilizzando la formula inversa si può risalire alla massa ''m'' di un campione se si conosce la quantità di sostanza in moli, ''n'', che essa contiene:
<p align="center">
<math>m=n\cdot M</math>
</p>Se sappiamo calcolare
== Attività ==
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