Massa Atomica e Molecolare: la mole e il numero di Avogadro

Massa Atomica e Molecolare

Quanto pesa un ATOMO?

Quanto pesa un atomo? Sperimentalmente si è visto che l'ordine di grandezza della massa degli atomi è di 10-24 g Cioè circa 1/1 000 000 000 000 000 000 000 000 g !!! The Periodic Table ci Bi Blercarts Risulterebbe estremamente scomodo svolgere calcoli ed esercizi sugli atomi utilizzando numeri così piccoli !!! Dunque il grammo non è una unità di misura adatta per fare ragionamenti e calcoli su oggetti piccolissimi come gli atomi

Unità di massa atomica

Si è convenuto perciò di introdurre per esprimere la massa degli atomi una nuova unità di misura, chiamata UNITA' DI MASSA ATOMICA (u.m.a.) Che è così definita: 1 u.m.a. = 1/12 della massa del 12C 12 C 1 u (unidade de massa atómica) 1/12 de atomo de carbono-12 Dividido em 12 partes iguais

L'UNITA' DI MASSA ATOMICA

• (abbreviazioni u.m.a. oppure u) corrisponde alla dodicesima parte della massa dell'isotopo 12 del carbonio. 12 u.m.a. 2 3 8 9 10 11 12

Unità di massa atomica (u): corrisponde a 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12. Equivale a 1,661 . 10-24 g.

Massa atomica relativa

La massa di un atomo è troppo piccola rispetto all'unità di misure del kg. Viene quindi definita in rapporto a quella di un atomo di riferimento. Per convenzione la massa del 12 C è stata definita come esattamente = a 12. 1/12 della sua massa è l'unità di riferimento = u.m.a.

Particella (simbolo) Carica assoluta Carica relativa Massa assoluta Massa relativa Protone (p) +1.6021773 x 10-19 C +1 1.6726 x 10-24 g 1.0073 Elettrone (e) -1.6021773 x 10-19 C -1 9.109390 x 10-28 g 0.0005486 Neutrone (n) O 0 1.6749 x 10-24 g 1.0087

Riferimento e confronto

• UNITA' DI RIFERIMENTO: Prendiamo come riferimento l'atomo di 12C, che pesa esattamente 12 u.m.a
• CONFRONTO: Prendiamo l'atomo di un altro elemento, ad es. l'Ossigeno. Supponiamo di "pesarlo" e la sua massa atomica relativa è 16. Questo significa che l'Ossigeno è 16/12 volte piu pesante del 12C

Un contributo importante a determinare le masse degli elementi chimici fu offerto da Dalton, il quale, convinto dell'idea che gli atomi si potessero combinare solo con numeri interi di altri atomi, utilizzò la legge di Proust per calcolare le masse atomiche RELATIVE. + 1 g di H 35,5 g di CI 36,5 g di HCI Dalton ragionò così: se 1 g di idrogeno reagisce sempre con 35,5 g di cloro e si ipotizza che ogni atomo di idrogeno si combini con uno di cloro per dare HCI (acido cloridrico), ne consegue che in 1 g di idrogeno è presente lo stesso numero di atomiche c'è in 35,5 g di cloro. L'atomo di cloro, allora, deve avere una massa 35,5 volte maggiore di quella dell'atomo di idrogeno.

MASSE ATOMICHE RELATIVE

H He C O 1 4 x H 12 x H 16 x H 4 12 16 Fu il chimico italiano Stanislao Canizzaro, nel 1870, a determinare con buona precisione la massa atomica relativa di oltre 60 elementi. Dal 1961 il riferimento scelto non è più l'atomo di idrogeno, ma l'isotopo 12 del carbonio (12C): l'unità di massa atomica (u) con la quale si confrontano le masse di tutti gli atomi è 1/12 della massa del 12C. L'H è l'atomo più piccolo di tutti, mentre I 'elio pesa 4 volte l'H, il Carbonio pesa 12 volte l'H e l'Ossigeno pesa 16 volte l'H. Quindi si può arrivare alla conclusione che anche non "pesando" gli atomi si può arrivare a determinare le masse atomiche relative. Quindi prendendo come riferimento l'H che pesa 1, posso dare all'He una massa atomica relativa di 4, perché pesa 4 volte l'H, e cosi con il C e l'O ecc ..

Massa atomica relativa del fosforo

Il caso del fosforo

• Il fosforo è un elemento mononuclidico, è cioè costituito esclusivamente dal nuclide 31P.
• La massa atomica relativa del fosforo è : 30,973 76.
• La massa atomica relativa del fosforo-31 (30,97376 uma) ci dice che questo atomo è circa 31 volte più pesante dell'atomo di carbonio-12, che è il nostro campione di riferimento.

Massa Atomica Relativa

La massa atomica, o peso atomico, indicata come MA, è la massa di un atomo espressa in unità di massa atomica (u.m.a.) La massa atomica di ogni elemento può essere consultata sulla Tavola periodica 16 S zolfo 32,07 1 H 1,008 79 Au oro 197,0 Massa atomica relativa

Le Masse atomiche nella Tavola Periodica

Le Masse atomiche sono riportate nella Tavola Periodica 1 1 H 1.0080 LEGENDA 5 6 7 8 9 : Li 6.941 4 Be 9.01218 6 Stato fisico C Simbolo chimico 12.01 NSIZIONE L 31 32 Ga 69.72 Ge 72.59 33 As 74.9216 34 Se 78.96 35 K 39.102 Sc 44.9559 Ti 47.90 V 50.9414 Cr 51.996 Mn Fe 54.9380 27 Co 58.9332 28 Ni 58.71 29 Cu 63.546 30 Zn 65.37 37 39 40 Y Zr 91.22 41 Nb 92.9064 42 Mo 95.94 43 Tc 98.9062 44 Ru 101.07 45 Rh 102.9055 46 Pd 106.4 47 Ag 107.868 48 Cd 112.40 49 In 50 Sn 118.69 51 Sb 121.75 52 Te 127.60 53 I 126 9045 55 72 73 Ta 74 W 180.9479 183.85 75 Re 186.2 76 Os 190.2 77 Ir 78 81 TI 204.37 82 Pb 207.2 Bi 208 9806 84 Po (210) 85 At (210) 86 Rn (222) 87 Fr (223) 88 Ra 226.0254 89 Ac (227) 104 Ku (260) 105 Ha (260) . H 1.0080 2 He 4.00260 B 10.81 C 12.011 N 14.0067 O F 10 Ne 20.179 13 AI 14 Si 28.086 15 P 30.9738 32.06 CI 35.453 18 Ar 39.948 19 20 Ca 40.08 Br 79.904 36 Kr 83.80 Rb 85.4678 38 Sr 87.62 54 Xe 131.30 Cs 132.9055 56 Ba 137.34 57 La 138.9055 Hf 178.49 192.22 Pt 195.09 79 Au 196.9665 80 Hg 200.59 15.9994 18.9984 11 Na 22.9898 12 Mg 24.305 16 S 17 26.9815 55.847 88.9059 114.82 83 Gli elementi preparati artificialmente sono indicati dalla presenza di un angolino marrone 3

I valori sulla tavola

I valori delle masse atomiche relative che si trovano sulla tavola periodica sono valori medi, che tengono conto della massa atomica assoluta di tutti gli isotopi di un elemento e delle percentuali in cui ogni isotopo compare nella miscela naturale dell'elemento. H 1,008 He 4,003 C 12,01 CI 35,45

Consideriamo l'abbondanza in natura di ciascun isotopo del cloro (abbondanza isotopica) e le rispettive masse isotopiche nel seguente modo:

Isotopo	Abbondanza in natura	Massa atomica dell'isotopo
35 Cl	75,8%	34,969 u
37CI	24,2%	36,966 u

Possiamo determinare la media delle masse dei due isotopi nel seguente modo: Massa atomica media = 75,8 x 34,969 + 24,2 x 36,966 = 35,45 uma 100 Tale valore corrisponde alla massa atomica del Cloro

Come determinare la massa di una molecola?

La Massa Molecolare

Le molecole sono formate da atomi legati tra loro. Dato che la massa degli atomi non cambia quando si legano ad altri, per calcolare la massa molecolare relativa (MM) si sommano le masse atomiche (MA) dei singoli atomi contenuti nella molecola. MASSA MOLECOLARE H2O = (MASSA ATOMICA IDROGENO x2) + (MASSA ATOMICA OSSIGENO) MM = MA1 + MA2 + ... O H H H 1,008 O 16,00 mm H20= (1.008×2) +15.999 = =18.015

Holy guacaMOLEy La mole

Come pesare gli atomi e le molecole?

In laboratorio non è possibile pesare direttamente in u.m.a. non esistono bilance in grado di pesare masse così piccole Non possiamo pesare la singola molecola o atomo ! Abbiamo bisogno di uno strumento che ci permetta di collegare il mondo microscopico al mondo macroscopico (che possiamo misurare) MOL

Gli atomi sono troppo piccoli e troppo leggeri per poter essere maneggiati singolarmente. Per poter lavorare con gli atomi in laboratorio è stato necessario, allora, trovare un collegamento tra il mondo microscopico degli atomi e delle molecole (che non si possono né vedere e né manipolare) e quello macroscopico, che al contrario può essere misurato. La grandezza che ci consente di passare dagli atomi (e molecole) a quantità macroscopiche di elementi e composti è LA MOLE (simbolo > mol). Una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari uguale al numero di atomi contenuti in 1 g di H. Per definizione una mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari uguale al numero di atomi contenuti in 12 g di 12C. 1 mole di alcol etilico 1 mole di acqua

La Mole

Una mole è una quantità di sostanza che contiene un numero definito di particelle, ovvero 6,022 x 1023 particelle (numero di Avogadro) 1 mol sostanza = 6,02 . 1023 particelle

Una mole di ...	... corrisponde a ...	... e contiene
H	1 g	6,022 - 1023 atomi di H
H2	2 g	6,022 - 1023 molecole di H2
O	16 g	6,022 · 1023 atomi di O
O2	32 g	6,022 - 1023 molecole di O2
12C	12 g	6,022 - 1023 atomi di 12C
H2O	18 g	6,022 - 1023 molecole di H2O

Il numero di Avogadro

mol Ma a quante particelle contiene una mole? Ne contiene esattamente: 6,022 * 1023 Questo numero è chiamato numero di Avogadro (NA) e corrisponde a: 602 200 000 000 000 000 000 000 Per esempio, una mole di atomi di ferro contiene 6,022 * 1023 atomi di ferro. Una mole di molecole di acqua contiene 6,022 * 1023 molecole di acqua. 6.022 x 10 23

Quant'è una mole?

400 000 000 000 000 000 000 4· 1020 Fogli di carta La distanza tra noi e Proxima Centuri 5 Minuti di CHIMICA Quant'è una mole? 602 200 000 000 000 000 000 000 6,022 · 1023 Fogli di carta 5 Minuti di CHIMICA 750 volte il tragitto andata e ritorno per Proxima Centuri

La mole è un numero di "partecipanti"

Docolocoloool 1 mol di particelle 1 Numero di Avogadro di particelle 6,022 - 1023 particelle

Che massa ha 1 mol?

Qua ci sono 6,022 - 1023 particelle 12C 12 u || 12C ha MA =12 u 12 g 1 mol di 12C ha massa = 12g

Massa di 1 mol di 12C

Che massa ha 1 mol? Qua ci sono 3,011 . 1023 particelle 12 g 6 g 1 mol di 12C ha massa = 12 g 0,5 mol di 12C ha massa = 6 g 1 Mole di atomi di Carbonio 12 contiene 6,023*1023 particelle e ha massa 12 grammi esatti Se invece consideriamo un campione di 0,5 moli di 12C allora avremo metà delle particelle che avevamo prima, e avrà anche una massa di 6 grammi, cioè la metà rispetto a prima. Si può notare che c'è proporzionalità tra moli e massa di una sostanza

Massa di 1 mol di Mg

Che massa ha 1 mol? Qua ci sono 6,022 . 1023 particelle Mg 24,3 u 24,3g Il Mg ha MA = 24,3 u 1 mol di Mg ha massa = 24,3 g Prendiamo un campione che contiene sempre 1 mole di particelle di magnesio, L'atomo di Mg ha come massa atomica 24,3u cioè circa il doppio di quella del carbonio 12. Allora se una mole di atomi di Carbonio 12 ha massa 12 grammi, una mole di atomi di Mg avrà una massa di 24,3 g cioè circa il doppio

La Massa Molare (MM)

La massa di una mole è detta massa molare (MM) e la sua unità di misura è il g/mol (grammo su mole). La massa molare di una sostanza è uguale alla massa atomica o molecolare di quella sostanza espressa in g/mol anziché in u (unità di massa atomica). La mole ci consente di effettuare con precisione il calcolo delle masse dei reagenti coinvolti in una reazione. 1 mole di ammoniaca NH2 00017,04 1 1 1 mole di ammoniaca pesa 17,04 g. 1 mole contiene N (numero di Avogadro) molecole di ammoniaca la cui massa molecolare è 17,04 u.