La mole

LA MOLE

Gay-Lussac misurò, in condizioni di temperatura e pressione uguali,:

i volumi dei gas che reagiscono tra loro

i volumi dei gas che si formano

giunse alla seguente generalizzazione, nota come legge dei volumi di combinazione:

Nella decomposizione dell'acqua il volume di idrogeno è doppio rispetto a quello dell'ossigeno.

Mescoliamo insieme idrogeno e ossigeno in un rapporto volumetrico di 2 a 1

Facciamoli reagire e notiamo che si trasformano in acqua senza lasciare alcun residuo gassoso.

Da 2 litri di idrogeno e da 1 litro di ossigeno si ottengono 2 litri di vapor d'acqua

Nella reazione fra idrogeno e ossigeno il rapporto di combinazione fra i loro volumi e quello del vapor d'acqua che si forma è espresso da numeri semplici

Lo stesso accade se mescoliamo 1 volume di idrogeno con 1 di cloro, che formano 2 volumi di cloruro di idrogeno (numeri semplici). Pure nella formazione di ammoniaca da idrogeno e azoto.

Secondo Berzelius (1800) volumi uguali di gas diversi contenevano lo stesso numero di atomi; il peso atomico di un certo gas poteva essere determinato confrontando il suo peso con quello di un ugual volume di idrogeno

Questo si trovava in contraddizione con la legge di Gay-Lussac. Se volumi uguali di gas differenti contenevano lo stesso numero di atomi, allora il volume di idrogeno avrebbe dovuto dare un volume di cloruro di idrogeno: la molecola di cloruro di idrogeno doveva essere costituita da un atomo di idrogeno e uno di cloro. Gay-Lissac otteneva invece due volumi di cloruro di sodio anziché uno.

Per avere una spiegazione concreta della legge di Gay-Lussac si dovette aspettare Avogadro, che ebbe un'intuizione veramente eccezionale: introdurre il concetto di molecola e di distinguerlo da quello di atomo.

Secondo Avogadro:

la molecola è la particella più piccola di una sostanza, capace di esistenza indipendente

l'atomo è la particella più piccola di un elemento che entra nella formazione dei suoi composti

Inoltre alcuni elementi (idrogeno, ossigeno, azoto, cloro) dovevano avere molecole biatomiche (2 atomi identici)

La sua ipotesi (principio di Avogadro) si può enunciare:

Avogadro chiamò queste nuove particelle molecole integranti per distinguerle dalle molecole elementari (gli atomi)

Il principio di Avogadro permise di stabilire per ogni sostanza gassosa la sua massa molecolare relativa (peso atomico)

La densità gassosa è il numero che esprime il rapporto fra la massa di un qualsiasi volume di quella sostanza e la massa di un volume uguale del gas di riferimento, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione

Consideriamo 2 volumi uguali di 2 sostanze A e B allo stato gassoso.

Supponiamo che MA e MB siano le masse molecolari di A e B

N è il numero di molecole contenuto in A

Il numero di molecole contenuto nel volume di B sarà ancora N. Avremo quindi:

MA

DA (B) =

MB

Se consideriamo l'idrogeno come gas di riferimento avremo

MB = MH = 2

e quindi:

DA (H) = MA/MH

MA = 2 DA (H)

dove DA (H) è la densità relativa del gas A rispetto all'idrogeno.

Il peso molecolare di un elemento o di un composto è la massa della sua molecola riferita alla massa dell'atomo di idrogeno posto uguale a 1.

Il peso molecolare corrisponde a un numero adimensionale che indica quante vale la massa di una molecola di un certo elemento è maggiore di quella dell'unità di misura

Il chimico ha bisogno di operare con quantità ben definite di materia

Era necessario stabilire una certa quantità di misura con la quale esprimere:

la massa delle sostanze durante le attività di laboratorio

la massa assoluta delle molecole

Per ogni sostanza è stato stabilito di riferirsi a una quantità contenente tante molecole quante sono contenute in 12g di carbonio-12; questa grandezza fu chiamata mole (mol)

Il volume molecolare di un gas ideale è pari a 22.412L in condizioni normali. Tale valore è considerato una invariante

la mole occupa sempre un volume pari a 22.412 litri

In una mole di qualsiasi gas è contenuto sempre lo stesso numero di molecole. Questo numero (N), noto come numero di Avogadro, è grandissimo

N = 6.023 * 10

La massa di una mole di sostanza espressa in grammi viene definita massa molare e corrisponde a 6.023 * 10   atomi o molecole della sostanza

Un grammoatomo di un elemento è la massa atomica relativa espressa in grammi

Per stabilire il valore della massa molare di un qualsiasi gas basta misurare il volume di un campione di sostanza e pesarlo. Esso può essere calcolato con una proporzione:

M : 22.4 = a : b

in cui M rappresenta la massa molare

a la massa di un campione di sostanza

b il volume che esso occupa in c.n. espresso in litri.

Una mole di una qualsiasi sostanza contiene sempre il numero di Avogadro di atomi o molecole

Il principio di Avogadro (1811) fu contestato da tutti, in particolare da Berzelius, per la scarsità di dati sperimentali che lo caratterizzavano.

Le idee di Avogadro furono comprese in tutta la loro portata soltanto nel 1858, quando Canizzaro pubblicò il libro Sunto di un corso di filosofia della chimica. Qui precisava i metodi per la determinazione dei pesi molecolari e dei pesi atomici.

Canizzaro riuscì a far accettare:

l'ipotesi di Avogadro e a precisarne l'importanza per la determinazione dei pesi molecolari delle sostanze gassose

una regola per la determinazione dei pesi atomici, chiamata regola di Canizzaro; essa dice:

Per esempio.

Dobbiamo determinare il peso atomico del carbonio

Determiniamo il peso molecolare (PN) e la percentuale di carbonio del maggior numero possibile di composti contenenti carbonio (pag. 125)

Con una proporzione si può risalire ai grammi di C per mole (y) presenti in ogni composto:

y : PM = x : 100

in cui x è il valore percentuale.

I valori calcolati risultano uguali a 12 o multipli di 12, da cui si deduce che il peso atomico più probabile del carbonio è 12

FORMULA MINIMA E FORMULA MOLECOLARE

La formula H O indica che nella molecola d'acqua ci sono 2 atomi di idrogeno legati con 1 atomo di ossigeno. Questa formula viene detta formula minima o empirica o grezza perché indica soltanto il rapporto di combinazione fra gli atomi. Questo tipo di formula

viene stabilita in base ai dati sperimentali ottenuti attraverso l'analisi chimica

è la formula più semplice

La formula del glucosio C H O , chiamata formula molecolare, è basata:

sui dati analitici

sulla determinazione del peso molecolare

Essa:

esprime il rapporto di combinazione più semplice fra gli atomi

indica anche quanti atomi dei vari elementi sono presenti nella molecola del composto

Le formule che forniscono più informazioni delle precedenti sono le formule di struttura. Esse:

forniscono una rappresentazione corretta del modo in cui i vari atomi sono legati fra loro

indicano il numero dei legami attraverso i quali i vari atomi sono legati fra loro

non fornisce alcuna rappresentazione sulla disposizione degli atomi nello spazio

Esempio di calcolo della formula minima e della formula molecolare di un composto

Si può risalire alla formula minima di un composto da:

i dati analitici

i valori dei pesi atomici

Per l'ESEMPIO vedi pagina 127

Dal valore del peso molecolare e conoscendo la formula di un composto si risale alla formula molecolare

esprime il numero totale di ogni specie atomica presente in una molecola

LA VALENZA

La valenza è una grandezza particolare che:

permette di facilitare la rappresentazione di una molecola

consente di scrivere la formula di struttura in modo tale da evidenziare chiaramente i legami

Normalmente la valenza di un elemento viene riferita:

all'idrogeno, perché è l'elemento più leggero di tutti

all'ossigeno, perché è capace di combinarsi con quasi tutti gli altri elementi

Valenza rispetto all'idrogeno

Consideriamo il comportamento dell'idrogeno quando si combina con altri elementi composti binari

costituiti soltanto da 2 elementi

Si rileva che in questi composti l'idrogeno non si combina mai con più di un atomo dell'altro elemento. Un elemento che si comporta come l'idrogeno ha valenza 1, cioè è monovalente

Se consideriamo la valenza di un qualsiasi elemento rispetto all'idrogeno, possiamo dire che essa:

indica il numero di atomi di idrogeno con i quali l'atomo dell'elemento in questione si può combinare oppure che può sostituire nei suoi composti.

può variare da 1 a 4

rimane costante per ogni singolo elemento

Valenza rispetto all'ossigeno

Si ricava in modo analogo al precedente; si deve tener conto però del fatto che l'ossigeno è bivalente rispetto all'idrogeno.

La valenza di un elemento può essere anche definita dal valore del rapporto tra la sua massa atomica e la sua massa equivalente

esprime la quantità dell'elemento che

si combina con 1 grammo di idrogeno

lo sposta dai suoi composti

Da qui si ricava la formula:

massa atomica relativa

valenza =

massa equivalente

Si possono avere quindi sostanze monovalenti (idrogeno), bivalenti (calcio), trivalenti (alluminio), tetravalenti (carbonio).

Per rappresentare la valenza di un elemento, il suo simbolo verrà accompagnato da tante lineette quante sono le sue valenze.

H Ca -Al C

L'aver introdotto il concetto di valenza ci consente di rappresentare le formule di struttura dei composti attraverso un linguaggio ricco e chiaro (pag 130)

Così si assiste ad un'evoluzione del concetto di valenza. Adesso ha assunto un carattere strutturale; rappresenta la disposizione reciproca degli atomi in una molecola. La valenza può essere quindi intesa come la capacità di un atomo di formare un certo numero di legami.