Chimica

Basi della stechiometria e conversione tra moli e grammi

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Il termine stechiometria deriva dal greco e per la precisione dai termini στοιχεῖον (“stoicheion”, che significa “primo principio o elemento”) e μέτρον (“metron” ovvero misura).
Come lo stesso termine suggerisce, la stechiometria è la branca della chimica che studia i rapporti quantitativi tra reazioni chimiche.
Per intenderci, questa ci permette di capire con quali quantità due o più sostanze reagiscono tra di loro.
In questo articolo vedremo le basi per cominciare a parlare di stechiometria e come convertire moli in grammi e viceversa.

L’importanza delle moli

La mole è un’unita di misura del sistema internazionale (abbreviato SI) che si usa per misurare la quantità di sostanza.
Prima di novembre 2018 la definizione di mole era: “la quantità di sostanza pari al numero di atomi contenuti in 12 grammi dell’isotopo carbonio-12”.
In seguito a questa data la definizione è stata sostituita per rendere la mole un’unità di misura indipendente dalla massa.
La nuova definizione di mole è “la quantità di sostanza che contiene 6,02214076 x 1023 entità fondamentali”.
La costante utilizzata è direttamente legata al numero di Avogadro, in quanto una mole contiene un numero di particelle pari a questo numero.

Avogadro ha posto le basi dell'attuale chimica e di conseguenza per il calcolo delle moli.
Ritratto di Amedeo Avogadro. Fonte: wikipedia.org

Il numero di Avogadro

Il numero di Avogadro è (si distingue dalla costante per il fatto che è adimensionale) chiamato così in onore del fisico e chimico italiano Amedeo Avogadro.
Amedeo Avogadro non scoprì direttamente il numero fisso di particelle, però questo porta il suo nome perché nel XIX secolo egli eseguì un gran numero di esperimenti che posero le basi dell’attuale chimica.
La costante di Avogadro ha lo stesso valore del numero di Avogadro ma con la differenza che rappresenta il numero di particelle contenute in una mole e quindi esprime una dimensione.
I due termini erano in passato utilizzati con il medesimo significato ed ancora oggi a volte accade allo stesso modo.
La costante viene indicata anche come NAo L con valore fisso di 6,02214076 X 1023 mol-1.
Questa costante si può applicare ad ogni sostanza e ci permette di ottenere una massa (unità di misura kg) pari alla massa atomica della sostanza.
Questo implica che nonostante sia cambiata la definizione di mole, i calcoli rimangono invariati.

Le implicazioni

Abbiamo da poco detto che la costante di Avogadro ci permette di ottenere una massa pari alla massa atomica della sostanza.
Questo significa che una quantità di sostanza pari al numero di Avogadro ci permette di ottenere una massa in grammi pari alla sua massa atomica.
Sappiamo che è molto più facile da capire con degli esempi, quindi:

  • In 12 g di 12C ci sono 6,022 X 1023 (semplificando il numero di Avogadro) atomi di 12C.
  • In 15,99 g di 16O ci sono 6,022 X 1023 atomi di 16O.
  • Di conseguenza in 1,008 g di 1H ci sono 6,022 X 1023 atomi di 1H.
  • In 4,003 g di 2He ci sono 6,022 X 1023 atomi di 2He.

E così via.
Queste relazioni ci permettono di poter fare degli importanti calcoli.

Pesi atomici e unità di massa atomica

Tuttavia, prima di andare avanti con il calcolo delle moli delle varie sostanze è importante avere in mente cos’è la massa atomica e l’unità di massa atomica.
Siccome è impossibile pesare i singoli atomi, si è deciso di considerare come massa atomica (o peso atomico) di un atomo non il suo peso effettivo, ma il rapporto tra il suo peso e quello di un atomo preso come riferimento.
John Dalton (1766-1844) per semplicità scelse una massa pari ad 1 per l’idrogeno (1 dalton = 1,066054 X 10-27kg) e su questo basò la sua scala.
Lo standard oggi è il carbonio-12, che di conseguenza ha una massa atomica (relativa) per definizione pari a 12.
Le masse delle particelle atomiche fondamentali sono invece espresse in unità di massa atomica (u).
Dopo numerosi cambiamenti nel 1961 ci si accordò, assumendo come unità di massa atomica un valore pari a 1/12 dell’isotopo 12C del carbonio.
Possiamo dire quindi che un atomo di carbonio-12 ha una massa di 12 u.

Immagine rappresentativa di una bilancia. Ricordiamo che sostanze diverse con lo stesso numero di moli possono avere massa e volume differente. Fonte: fornitori.it

Il calcolo della massa molare

La massa in grammi di una mole di qualsiasi elemento rappresenta la massa molare (M).
L’unità di misura di questa grandezza è: grammi per mole (g/mol).
Gli esempi anche in questo caso ci permettono di comprendere meglio:
Massa molare del sodio (Na) = 22,99 g/mol = massa di 6,022 X 1023 atomi di Na.
In sintesi, per calcolare la massa molare di un elemento bisogna prendere la massa atomica e moltiplicarla per il fattore di conversione g/mol.
Abbiamo visto come il concetto di mole rappresenta la base della chimica quantitativa.
Con tutte le precedenti premesse, adesso possiamo convertire le moli in massa e la massa in moli.

Conversione delle moli in massa

mol \times \frac{grammi}{1 \, mol} = grammi

Piccolo esercizio:

Quale massa corrisponde a 0,5 mol di calcio?
Ricaviamo la massa molare del calcio dalla tavola periodica, ovvero 40.08 g/mol (massa atomica x 1 gr/mol).
Adesso facciamo il calcolo:

0,5 \: mol \: Ca \times \frac{40,08 \, g \, Ca}{1 \, mol \, Ca}=20,04 \: g \: di \: Ca

Conversione della massa in moli

grammi \times \frac{1 \,mol}{grammi} = moli

Anche in questo caso facciamo un piccolo esercizio:

Se si pesano 25 g di potassio, abbiamo 39,1 g/mol per la massa molare del potassio.

25 \: g \times \frac{1 \, mol \, K}{39,1 \, g \,K} = 0,64 \: mol \: K

Conclusioni

Siamo arrivati anche alla fine di questo articolo ed abbiamo visto alcuni principi fondamentali della chimica e come convertire i grammi in moli e le moli in grammi.
Spero che il concetto sia il più chiaro possibile e non esitate a fare domande nei commenti nel caso ci fosse qualche dubbio.
A partire da questi presupposti è anche possibile calcolare la massa molecolare, ma lo vedremo in un successivo articolo.
A questo punto vi invito a guardare i nostri altri articoli di chimica.
Vi consigliamo inoltre di leggere il nostro articolo sulla Tavola Periodica degli elementi.
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Gianmarco Virzì

Web designer, programmatore laureato presso la facoltà di Scienze Naturali dell’università di Bologna, ha attualmente molteplici passioni come: i viaggi, la storia, la cultura (apprezza particolarmente quella giapponese), le arti marziali, il fitness, la cucina, la musica (suona la batteria), la fotografia e l’informatica. Ama la natura e tutto ciò ad essa collegata e da questo nasce la sua linea di pensiero, che può essere riassunta con una citazione di S. Agostino: “il mondo è un libro e quelli che non viaggiano ne leggono solo una pagina” Il suo sogno è di intraprendere la carriera da divulgatore scientifico e di contribuire alla conservazione degli ecosistemi ed alla gestione del territorio.

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