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Tutti i chimici lo usano, pochi studenti lo capiscono: è il concetto di mole in chimica, spesso oggetto di domande nei test di ammissione con materie scientifiche, da quello di Medicina a quello di Biologia a quello di Ingegneria e altri ancora. In questo articolo proviamo a chiarirlo con un po’ di pazienza, passando dalla teoria all’applicazione in alcuni semplici esercizi.

Mole in chimica: il numero di Avogadro

Definizione:

la mole è la quantità di materia che contiene un numero di entità elementari pari al numero di atomi presenti in 12 grammi di carbonio-12.

Ok, allora quanti atomi ci sono in 12 g di C-12?  La risposta è: 6,02 · 1023.

Questo è il numero di Avogadro (NA), indica la quantità di materia in una mole ed è fisso, a prescindere dalla sostanza a cui ci stiamo riferendo.

Una mole di qualsiasi sostanza contiene sempre 6,02 · 1023 unità elementari di quella sostanza: una mole di atomi (le unità elementari indicate nella definizione) corrisponde a 6,02 · 1023 atomi; una mole di molecole corrisponde a 6,02 · 1023 molecole. Ecco confermata la definizione: la mole indica la quantità di materia (che siano atomi, molecole o altro), si esprime sempre col numero di Avogadro e non richiede calcoli.

Come si calcola la massa di una mole

Ciò che invece va calcolato e che varia da sostanza a sostanza è la massa di una mole di quella specifica sostanza: essa corrisponde al peso (atomico, molecolare o, ancora, peso formula), espresso in grammi. Facciamo qualche esempio.

Dato che il peso di un atomo di idrogeno (H) corrisponde a 1 u.m.a. (unità di massa atomica) e quello di un atomo di ossigeno (O) corrisponde a 16 u.m.a.:

  • una molecola di idrogeno (H2) corrisponde a 1 x 2 = 2 u.m.a., quindi una mole di H2 (cioè 6,02 · 1023 molecole di idrogeno) pesa 2 g;
  • una molecola di ossigeno (O2) corrisponde a 16 x 2 = 32 u.m.a., quindi una mole di O2 (cioè 6,02 · 1023 molecole di ossigeno) pesa 32 g;
  • una molecola d’acqua (H2O) pesa 1 x 2+16=18 u.m.a., quindi una mole di H2O (cioè 6,02 · 1023 molecole di acqua) pesa 18 g.

La formula per calcolare le moli

Possiamo sintetizzare quanto abbiamo appena visto in una formula, che è la base di partenza per gli esercizi di chimica presenti nei test di ammissione:

n=m/PM

  • n = numero di moli (unità di misura: mol)
  • m = massa (unità di misura: g)
  • PM = peso molecolare (unità di misura: g/mol)

Gli esercizi sulla mole: alcuni esempi

Grazie a questa formula è possibile risolvere alcuni quesiti basilari.

  1. Quante moli ci sono in 36 g di H2O?
    Sostituisco nella formula: n = (36 g)/(18 g/mol) = 2 mol
  2. A quanti grammi corrispondono 0,1 moli di H2O?
    Partendo dalla formula e invertendola: m=n x PM → m = 10-1 mol x 18 g/mol = 1,8 g

Perché il concetto di mole è importante

Perché quando osserviamo una reazione chimica, per esempio:

2H2 + O2 → 2H2O

possiamo dire che 2 molecole di idrogeno reagiscono con 1 molecola di ossigeno per dare 2 molecole d’acqua, ma, nella pratica, è più comodo lavorare con la mole e dire che 2 moli di idrogeno reagiscono con 1 mole di ossigeno per dare 2 moli d’acqua. Infatti, sapendo che la mole corrisponde al peso, posso pesare 2 moli di H2 (sono 4 grammi: m = 2 mol x 1 g/mol x 2 atomi di H), aggiungere 1 mole di O2 (che sono 32 grammi, come abbiamo visto sopra) e ottenere 2 moli di H2O (che sono 36 grammi).

Ogni volta che dovessi trovarti davanti a un esercizio di stechiometria, ricordati che i calcoli non si fanno con i grammi, bensì con le moli (ricordati quindi di trasformare i grammi in moli). Trovi questo argomento e tutti gli altri di chimica trattati con chiarezza nei manuali di preparazione ai test di ingresso e nelle lezioni dei nostri corsi in presenza oppure online.

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