Lo sviluppo storico e la definizione del concetto di mole. L'applicazione del concetto di mole nella stechiometria e per esprimere la concentrazione delle soluzioni.

1. Il concetto di mole
e la stechiometria
Vittoria Patti
17 maggio 2007

2. La prospettiva storica
1. nascita del concetto di mole in chimica
Il concetto di mole,
come misura della grandezza fondamentale
“quantità di materia”,
nasce a metà Ottocento,
mentre si formavano le prime idee moderne
sulla distinzione fra atomi e molecole,
si cominciavano a comprendere le relazioni quantitative
degli atomi nelle molecole,
e si definiva in modo sempre più preciso
il concetto di elemento.

3. La prospettiva storica
1. nascita del concetto di mole in chimica
« Questo compito conoscitivo fondamentale giunse a
compimento (...) in seguito all’opera di Dalton, Avogadro,
Berzelius, Dumas, Cannizzaro. (...)
Fu proprio la quantità di sostanza, come proprietà
fondamentale della materia, a guidare il cammino
affatto lineare di questi ricercatori» (Turco, Cerruti)

4. La prospettiva storica
2. i primi passi: Boyle, Lavoisier e Proust
E’ un elemento (o corpo semplice)
ogni sostanza che non può essere
scomposta in sostanze più semplici
per mezzo di operazioni chimiche;
ogni sostanza
scomponibile in corpi più semplici,
invece, non è un elemento.
(Boyle, 1661)

5. La prospettiva storica
2. i primi passi: Boyle, Lavoisier e Proust
E’ un elemento (o corpo semplice) ogni sostanza che non può essere scomposta in
sostanze più semplici per mezzo di operazioni chimiche; ogni sostanza scomponibile in
corpi più semplici, invece, non è un elemento.
(Boyle, 1661)
In una reazione chimica,
la massa totale delle sostanze reagenti
è uguale alla massa
delle sostanze prodotte;
la massa di ciascun elemento
presente nelle sostanze iniziali
è uguale alla massa
del rispettivo elemento
presente nelle sostanze finali.
(Lavoisier, Legge della conservazione della massa, 1789)

6. La prospettiva storica
2. i primi passi: Boyle, Lavoisier e Proust
In una reazione chimica la massa totale delle sostanze reagenti è uguale alla
massa delle sostanze prodotte; la massa di ciascun elemento presente nelle
sostanze iniziali è uguale alla massa del rispettivo elemento presente nelle
sostanze finali.
(Lavoisier, Legge della conservazione della massa, 1789)
E’ un elemento (o corpo semplice) ogni sostanza che non può essere scomposta in
sostanze più semplici per mezzo di operazioni chimiche; ogni sostanza scomponibile in
corpi più semplici, invece, non è un elemento.
(Boyle, 1661)
Un composto contiene gli elementi
sempre in certe proporzioni,
definite e costanti.
(Proust, Legge delle proporzioni definite, 1799)

7. La prospettiva storica
2. i primi passi: Boyle, Lavoisier e Proust
Un composto contiene sempre gli elementi in certe
proporzioni, definite e costanti.
(Proust, Legge delle proporzioni definite, 1799)
E’ un elemento (o corpo semplice) ogni sostanza che non può essere
scomposta in sostanze più semplici per mezzo di operazioni
chimiche; ogni sostanza scomponibile in corpi più semplici, invece,
non è un elemento. (Boyle, 1661)
In una reazione chimica la massa totale delle sostanze reagenti
è uguale alla massa delle sostanze prodotte; la massa di ciascun
elemento presente nelle sostanze iniziali è uguale alla massa
del rispettivo elemento presente nelle sostanze finali.
(Lavoisier, Legge della conservazione della massa, 1789)

8. La prospettiva storica
3. la sintesi (provvisoria) di Dalton
1. Tutti gli elementi sono costituiti
da piccolissime particelle indivisibili
dette atomi.
Gli atomi non possono essere
né creati né distrutti
durante le reazioni chimiche.

9. La prospettiva storica
3. la sintesi (provvisoria) di Dalton
1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette
atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni
chimiche.
2. Tutti gli atomi di un certo elemento
sono identici, ma gli atomi di un elemento
sono diversi dagli atomi
di qualsiasi altro elemento.

10. La prospettiva storica
3. la sintesi (provvisoria) di Dalton
1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette
atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni
chimiche.
2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di un elemento
sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento.
3. Gli atomi di diversi elementi
formano composti,
combinandosi secondo rapporti
definiti e fissi tra numeri interi e piccoli.

11. La prospettiva storica
3. la sintesi (provvisoria) di Dalton
1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette
atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni
chimiche.
2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di un elemento
sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento.
3. Gli atomi di diversi elementi formano composti combinandosi secondo
rapporti definiti e fissi tra numeri interi e piccoli.
4.Se gli stessi elementi
formano più di un composto,
ciascuno di essi è caratterizzato
da un diverso rapporto di massa,
sempre secondo numeri interi e piccoli.

12. La prospettiva storica
3. la sintesi (provvisoria) di Dalton
1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle indivisibili dette
atomi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti durante le reazioni
chimiche.
2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di un elemento
sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento.
3. Gli atomi di diversi elementi formano composti combinandosi secondo
rapporti definiti e fissi tra numeri interi e piccoli.
4. Se gli stessi elementi formano più di un composto, ciascuno di essi è
caratterizzato da un diverso rapporto di massa, sempre secondo numeri interi
e piccoli.
5. Una reazione chimica comporta un
cambiamento non degli atomi stessi, ma
del modo in cui gli atomi sono combinati
fra loro nei composti.

13. La prospettiva storica
3. la sintesi (provvisoria) di Dalton
1. Tutti gli elementi sono costituiti da piccolissime particelle
indivisibili dette atomi. Gli atomi non possono essere né creati né
distrutti durante le reazioni chimiche.
2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici, ma gli atomi di
un elemento sono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento.
3. Gli atomi di diversi elementi formano composti combinandosi
secondo rapporti definiti e fissi tra numeri interi e piccoli.
4. Se gli stessi elementi formano più di un composto, ciascuno di essi
è caratterizzato da un diverso rapporto di massa, sempre secondo
numeri interi e piccoli.
5. Una reazione chimica comporta un cambiamento non degli atomi
stessi, ma del modo in cui gli atomi sono combinati fra loro nei
composti. (Dalton, teoria atomica, 1803)

14. La prospettiva storica
4. i contributi di Gay-Lussac, Berzelius, Dumas e Liebig
Berzelius (1779/1848)
verifica e confronta le diverse posizioni
sulla presenza di proporzioni fisse
tra i componenti di un composto,
mediante un’enorme serie di analisi chimiche
condotte su più di 2000 composti (1807-17)
in cui dimostra capacità analitiche straordinarie.
Inoltre, fra l’altro, introduce il sistema di
indicare gli elementi con simboli
che è tuttora in uso.

15. Liebig (1803/1873)
mette a punto metodiche analitiche
per determinare i componenti elementari
(carbonio, idrogeno, azoto, ossigeno)
dei composti organici.
Questi studi saranno fondamentali
perché serviranno a chiarire
la composizione,
e quindi la struttura, dei prodotti naturali.
La prospettiva storica
4. i contributi di Gay-Lussac, Berzelius, Dumas e Liebig

16. Gay-Lussac (1758/1850)
e Dumas (1800/1884)
sono altre figure di primo piano,
protagonisti della ricerca chimica
di questo periodo pioneristico
e ricco di accese polemiche.
La prospettiva storica
4. i contributi di Gay-Lussac, Berzelius, Dumas e Liebig

17. La prospettiva storica
5. Gay-Lussac
Secondo la legge dei volumi di combinazione
di Gay-Lussac,
in una reazione chimica tra sostanze allo stato gassoso
(in condizioni di pressione e temperatura costanti),
i volumi delle sostanze chimiche che si combinano
stanno fra loro – e stanno ai volumi delle sostanze
gassose prodotte – secondo rapporti espressi da
numeri semplici e interi.

18. In altre parole, un dato volume di una sostanza gassosa
si combina sempre con un volume uguale,
o doppio, o triplo di un’altra.
Viene cioè espresso in termini di rapporti di volume
ciò che la legge delle proporzioni multiple di Dalton
esprimeva in termini di rapporti di peso.
La prospettiva storica
5. Gay-Lussac

19. Alcune conseguenze di questa legge
erano tuttavia in apparente contraddizione
con alcuni aspetti della teoria di Dalton,
perché bisognava ammettere che
quelli che Dalton considerava “atomi indivisibili”
erano in realtà soggetti a dividersi
nel corso di una reazione.
La prospettiva storica
5. Gay-Lussac

20. Infatti, ad esempio,
nel caso della formazione di cloruro di idrogeno,
secondo le osservazioni di Gay-Lussac avveniva che:
1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro 
 2 volumi di cloruro di idrogeno
La prospettiva storica
5. Gay-Lussac

21. Infatti, ad esempio,
nel caso della formazione di cloruro di idrogeno,
secondo le osservazioni di Gay-Lussac avveniva che:
1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro 
 2 volumi di cloruro di idrogeno
mentre secondo Dalton (e anche secondo Berzelius)
sarebbe dovuto accadere che:
1 volume di atomi di idrogeno + 1 volume di atomi di cloro 
 1 volume di cloruro di idrogeno
La prospettiva storica
5. Gay-Lussac

22. Infatti, ad esempio,
nel caso della formazione di cloruro di idrogeno,
secondo le osservazioni di Gay-Lussac avveniva che:
1 volume di idrogeno + 1 volume di cloro 
 2 volumi di cloruro di idrogeno
mentre secondo Dalton (e anche secondo Berzelius)
sarebbe dovuto accadere che:
1 volume di atomi di idrogeno + 1 volume di atomi di cloro 
 1 volume di cloruro di idrogeno
in contrasto coi dati sperimentali ottenuti da Gay-Lussac.
La prospettiva storica
5. Gay-Lussac

23. La prospettiva storica
6. l’intuizione di Avogadro
Amedeo Avogadro (1776/1856),
per risolvere la questione, propone di ammettere
che i gas cosiddetti semplici o elementari,
come l’idrogeno, l’ossigeno, l’azoto, il cloro ecc.,
siano formati dall’unione di due atomi identici,
cioè da molecole biatomiche,
così come i gas “composti” sono costituiti da molecole
a loro volta fatte da atomi differenti.

24. La prospettiva storica
6. l’intuizione di Avogadro
Ecco quindi che la reazione vista prima diventa la
seguente:
1 vol. di molecole di H2 + 1 vol. di molecole di Cl2 
 2 vol. di molecole di HCl

25. La prospettiva storica
6. l’intuizione di Avogadro
Ecco quindi che la reazione vista prima diventa la
seguente:
1 vol. di molecole di H2 + 1 vol. di molecole di Cl2 
 2 vol. di molecole di HCl
Ovvero, sinteticamente:
H2 + Cl2  2 HCl

26. La prospettiva storica
6. l’intuizione di Avogadro
Analogamente, per la formazione rispettivamente
dell’acqua e dell’ammoniaca:
2 H2 + O2  2 H2O
3 H2 + N2  2 NH3

27. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
La proposta di Avogadro
prende spunto dall’osservazione che
« vi sono rapporti molto semplici
tra i volumi delle sostanze gassose
e il numero delle molecole
– semplici o composte –
che si formano … »

28. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
… osservazione che nel 1811 formalizza
nella cosiddetta
legge di Avogadro:
Volumi uguali di gas differenti,
nelle stesse condizioni
di temperatura e pressione,
contengono lo stesso numero di molecole.

29. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
Di conseguenza,
il rapporto fra i volumi dei gas
fornisce direttamente il rapporto
fra il numero delle loro molecole
che si combinano.

30. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
Applicando il principio di Avogadro,
è possibile stabilire
la massa molecolare relativa
di ogni sostanza gassosa.

31. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
Infatti, tenendo presente che:
1. la densità di un corpo è il rapporto
fra la sua massa e il suo volume,

32. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
Infatti, tenendo presente che:
1. la densità di un corpo è il rapporto
fra la sua massa e il suo volume,
2. volumi uguali di gas ( a p e T costanti) contengono
lo stesso numero di molecole,

33. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
Infatti, tenendo presente che:
1. la densità di un corpo è il rapporto
fra la sua massa e il suo volume,
2. volumi uguali di gas ( a p e T costanti) contengono
lo stesso numero di molecole,
3. convenzionalmente attribuiamo alla molecola H2
la massa molecolare M(H2)= 2,

34. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
…paragonando volumi uguali di H2
e di un gas a massa molecolare sconosciuta,
il rapporto fra le loro densità
sarà uguale al rapporto delle loro masse.

35. La prospettiva storica
7. la legge di Avogadro
Ma questo rapporto
è determinabile sperimentalmente.
Quindi la massa della molecola sconosciuta
sarà uguale a tale rapporto,
diviso la massa nota di H2, cioè diviso 2.

36. La prospettiva storica
8. la sintesi di Cannizzaro
La portata delle intuizioni di Avogadro
non fu compresa subito.
Anzi, autorevoli esponenti
di scuole di Chimica europee
lo contestarono apertamente.

37. La prospettiva storica
8. la sintesi di Cannizzaro
Quasi mezzo secolo dopo, nel 1860, si svolse
uno storico Congresso internazionale di Chimica
che riunì i chimici più eminenti del tempo,
con l’intento di affrontare il problema
della determinazione dei pesi atomici
e delle formule chimiche.

38. La prospettiva storica
8. la sintesi di Cannizzaro
Il chimico palermitano Cannizzaro (1826/1910)
ripropose in quella sede le ipotesi di Avogadro,
e riuscì a farle accettare,
sottolineandone l’importanza
per le determinazione delle masse molecolari relative
delle sostanze gassose.

39. La prospettiva storica
8. la sintesi di Cannizzaro
La sintesi da lui proposta, detta
regola di Cannizzaro,
è la seguente:
La massa atomica relativa di un elemento chimico
è il numero corrispondente
alla più piccola quantità di esso
contenuta nelle masse molecolari
dei suoi composti.

40. La prospettiva storica
9. ... e finalmente la mole
Nelle pratica delle operazioni chimiche
si ha a che fare con masse ben definite
di materia, determinate con la bilancia.
L’u.m.a. non è certamente
un’unità di massa maneggevole.

41. La prospettiva storica
9. ... e finalmente la mole
D’altra parte, occorre un’unità di misura
che ci permetta di confrontare
masse di qualunque sostanza,
che corrispondano esattamente
allo stesso numero di atomi o di molecole.

42. La prospettiva storica
9. ... e finalmente la mole
Ora, è noto l’equivalente in grammi
dell’unità di massa atomica:
1 u.m.a. = 1,66 * 10-24 g circa.

43. La prospettiva storica
9. ... e finalmente la mole
Reciprocamente, una quantità espressa in grammi
di qualunque atomo o molecola
che sia pari, rispettivamente,
alla sua massa atomica relativa
o massa molecolare relativa,
conterrà un numero di particelle uguale a
1/ 1,66 * 10-24 = 6.022 * 1023

44. La prospettiva storica
9. ... e finalmente la mole
Quest’ultimo numero è detto
numero di Avogadro o più propriamente
costante di Avogadro.
6.022 * 1023

45. La prospettiva storica
9. ... e finalmente la mole
Una mole è la quantità di una sostanza
che:
 Contiene 6.022 * 1023 atomi o molecole

46. La prospettiva storica
9. ... e finalmente la mole
Una mole è la quantità di una sostanza
che:
 Contiene 6.022 * 1023 atomi o molecole
 Ha massa uguale alla sua massa atomica
o molecolare relativa, espressa in
grammi.

47. La definizione della mole
come grandezza fondamentale nel S. I.
La mole non è né un’unità di massa, né di volume.
E’ un modo – una grandezza fisica –
che serve ad esprimere
la quantità di una certa sostanza,
e che dà informazioni precise
sia sulla massa corrispondente,
sia sul numero di particelle da cui è formata.

48. Si arriva così alla definizione ufficiale
di mole come grandezza fondamentale
del Sistema Internazionale,
secondo gli atti della Conferenza Generale
dei Pesi e delle Misure, nel 1971…
La definizione della mole
come grandezza fondamentale nel S. I.

49. 1. La mole è la quantità di sostanza di un sistema
che contiene tante entità elementari
quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12.
La definizione della mole
come grandezza fondamentale nel S. I.

50. 1. La mole è la quantità di sostanza di un sistema
che contiene tante entità elementari
quanti sono gli atomi in 0,012 kg di carbonio 12.
2. Quando si impiega la mole,
le entità elementari devono essere specificate,
e possono essere:
atomi, molecole, ioni, elettroni,
altre particelle o gruppi specificati
di tali particelle.
La definizione della mole
come grandezza fondamentale nel S. I.

51. Volume molare e massa molare
Avendo a disposizione il concetto di mole
come strumento concettuale,
si può riformulare la legge di Avogadro così:
 Se n è il numero di moli di un dato gas, a T e p
costanti, il suo volume V è proporzionale a n:
V = kn
 Il volume molare di ogni gas a condizioni
normali è uguale a 22,4 litri.

52. La capacità di un normale zaino
corrisponde all’incirca
al volume di una mole di gas
a T = 25 °C e p = 1 atm,
e cioè poco più di 22 litri.
Volume molare e massa molare

53. La massa di una mole di qualsiasi sostanza,
espressa in grammi,
è detta massa molare di quella sostanza.
Volume molare e massa molare

54. Per determinare la massa molare
di un composto…
…si sommano le masse atomiche relative
di tutti gli atomi presenti nella formula,
e si esprime questa quantità in grammi
invece che in u.m.a.
Volume molare e massa molare

55. Quanto è grande una “mole” di...
La definizione di mole si applica solo a atomi, molecole e ioni,
ma qualche esempio curioso può aiutarci a intuire
quanto sia grande il numero di Avogadro, o meglio
quanto siano piccoli gli atomi: oggetti ben lontani dalle proporzioni
della nostra esperienza quotidiana.

56. Per contare un numero di Avogadro di biglie,
alla velocità di una biglia al secondo,
sarebbero necessarie 51000 Terre piene di gente,
dove ogni persona dovrebbe contare incessantemente
per tutta la vita.
Quanto è grande una “mole” di...

57. Un numero di Avogadro di fiocchi di neve
coprirebbe gli Stati Uniti con uno spessore di 1 km.
Quanto è grande una “mole” di...

58. Se una persona possedesse
un numero di Avogadro
di euro,
potrebbe spendere
un miliardo di euro
al secondo
per tutta la vita,
e alla fine
avrebbe utilizzato solo
lo 0,001% del suo capitale.
Quanto è grande una “mole” di...

59. Tuttavia...
… una mole di H2O
corrisponde
a 18 g d’acqua,
cioè a poco più
di tre cucchiaiate …
Quanto è grande una “mole” di...

60. … e una mole di NaCl
(sale da cucina)
ha la massa di 58,5 g:
appena una manciata
di sale.
Quanto è grande una “mole” di...

61. La stechiometria
1. definizioni
La stechiometria ha per oggetto:

62. La stechiometria
1. definizioni
La stechiometria ha per oggetto:
a. l’applicazione delle leggi ponderali che regolano
la composizione chimica delle sostanze, e

63. La stechiometria
1. definizioni
La stechiometria ha per oggetto:
a. l’applicazione delle leggi ponderali che regolano
la composizione chimica delle sostanze, e
b. i rapporti di combinazione
secondo i quali le sostanze reagenti,
nel corso di una reazione, si trasformano in prodotti.

64. La stechiometria
1. definizioni
I calcoli stechiometrici
permettono di caratterizzare
una trasformazione chimica
dal punto di vista quantitativo.
Stechiometria = misurazione degli elementi,
dal greco stoichéion = elemento.

65. La stechiometria
2. le formule
La formula minima
(detta anche formula empirica, grezza, bruta)
di un composto
è quella che indica la natura
degli elementi che lo costituiscono
e i relativi rapporti di combinazione quantitativa;
essa fornisce quindi
il rapporto numerico minimo
fra gli elementi di un composto.

66. La stechiometria
2. le formule
Se il composto è formato da molecole,
la formula minima può non descriverlo
adeguatamente:
per conoscere il numero effettivo
di atomi presenti nella molecola,
bisogna determinare la sua formula molecolare,
e a tale scopo è necessario conoscere
o calcolare sperimentalmente
la massa molecolare relativa del composto.

67. La stechiometria
2. le formule
La formula di struttura, infine,
dà informazioni
sul modo in cui
gli atomi sono legati fra loro
in una molecola
e sul numero di questi legami.

68. La stechiometria
3. Reazioni ed equazioni chimiche
Una reazione chimica
è una qualunque trasformazione
di una o più sostanze, dette reagenti,
in altre sostanze di composizione differente,
dette prodotti:
A + B  C + D

69. La stechiometria
3. Reazioni ed equazioni chimiche
Una reazione chimica
è una qualunque trasformazione
di una o più sostanze, dette reagenti,
in altre sostanze di composizione differente,
dette prodotti:
A + B  C + D
reagenti prodotti

70. La stechiometria
3. Reazioni ed equazioni chimiche
Durante una reazione chimica,
atomi e molecole
interagiscono fra loro
e formano nuove sostanze,
subendo profondi cambiamenti
nella propria struttura.

71. La stechiometria
3. Reazioni ed equazioni chimiche
Reagenti e prodotti possono essere
allo stato solido, liquido o aeriforme.

72. La stechiometria
3. Reazioni ed equazioni chimiche
Una reazione chimica viene rappresentata
da un’ equazione chimica,
cioè da una scrittura simbolica
che esprime l’uguaglianza qualitativa e quantitativa
tra gli atomi dei reagenti (A e B)
e dei prodotti (C e D):

73. La stechiometria
3. Reazioni ed equazioni chimiche
Una reazione chimica viene rappresentata
da un’ equazione chimica,
cioè da una scrittura simbolica
che esprime l’uguaglianza qualitativa e quantitativa
tra gli atomi dei reagenti (A e B)
e dei prodotti (C e D):
aA + bB  cC + dD

74. La stechiometria
3. Reazioni ed equazioni chimiche
In una generica reazione chimica
aA + bB  cC + dD
a, b, c, d sono detti
coefficienti stechiometrici,
ed indicano
quante unità di ogni specie sono necessarie
perché la reazione risulti bilanciata.

75. La stechiometria
4. Il bilanciamento di un’equazione chimica
Un’equazione chimica è bilanciata
quando rispetta la legge di Lavoisier,
cioè la legge della conservazione della massa:
deve essere presente
lo stesso numero di atomi
di ogni elemento
a sinistra e a destra della freccia.

76. La stechiometria
4. Il bilanciamento di un’equazione chimica
In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo:
1. Si identifica qualitativamente la reazione
chimica:
acqua  idrogeno + ossigeno

77. La stechiometria
4. Il bilanciamento di un’equazione chimica
In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo:
1. Si identifica qualitativamente la reazione
chimica:
acqua  idrogeno + ossigeno
2. Si scrive l’equazione sbilanciata
H2O  H2 + O2

78. La stechiometria
4. Il bilanciamento di un’equazione chimica
In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo:
3. Si bilancia l’equazione:

79. La stechiometria
4. Il bilanciamento di un’equazione chimica
In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo:
3. Si bilancia l’equazione:
a. si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento
a sinistra e a destra

80. La stechiometria
4. Il bilanciamento di un’equazione chimica
In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo:
3. Si bilancia l’equazione:
a. si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento
a sinistra e a destra
b. si bilancia ciascun elemento aggiungendo gli opportuni
coefficienti, cominciando dai metalli, poi i non metalli,
poi l’idrogeno e infine l’ossigeno.

81. La stechiometria
4. Il bilanciamento di un’equazione chimica
In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo:
3. Si bilancia l’equazione:
a. si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento
a sinistra e a destra
b. si bilancia ciascun elemento aggiungendo gli opportuni
coefficienti, cominciando dai metalli, poi i non metalli,
poi l’idrogeno e infine l’ossigeno.
c. dopo aver bilanciato ogni elemento si controllano tutti gli
altri;

82. La stechiometria
4. Il bilanciamento di un’equazione chimica
In pratica il sistema per bilanciare una reazione è questo:
3. Si bilancia l’equazione:
a. si conta e si confronta il numero di atomi di ciascun elemento
a sinistra e a destra
b. si bilancia ciascun elemento aggiungendo gli opportuni
coefficienti, cominciando dai metalli, poi i non metalli,
poi l’idrogeno e infine l’ossigeno.
c. dopo aver bilanciato ogni elemento si controllano tutti gli
altri;
d. si controlla il tutto alla fine, in particolare facendo caso
al fatto che bisogna usare i coefficienti più piccoli possibili.
2H2O  2H2 + O2

83. La stechiometria
5. Usare il concetto di mole lavorando con le soluzioni
Ci sono vari modi di indicare
la concentrazione di una soluzione,
cioè l’esatto rapporto quantitativo
tra soluto e solvente in una soluzione.

84. Nell’alimentazione e nella vita di tutti i giorni
il modo più diffuso di esprimere la
concentrazione di una soluzione
fa uso delle percentuali.
La stechiometria
5. Usare il concetto di mole lavorando con le soluzioni

85. Le percentuali
 volume/volume,
 peso/volume,
 peso/peso
sono un modo molto usato per
esprimere la concentrazione,
ad esempio…
 sulle etichette degli alimenti e
delle bevande,
 nella composizione di medicinali,
detergenti e cosmetici, ecc.
%
%
La concentrazione delle soluzioni

86. I “gradi”
delle bevande alcoliche sono
in realtà concentrazioni,
e più precisamente,
percentuali
che esprimono
il volume di alcool
rispetto a quello
dell’intera bevanda.
La concentrazione delle soluzioni

87. Per esempio,
questo vino
ha 13% vol: cioè
su 100 mL di
vino, 13 mL
sono di alcool
puro (= il 13%).
La concentrazione delle soluzioni

88. In chimica, tuttavia,
l’espressione più diffusa e utile
delle concentrazioni
fa riferimento alle moli di soluto:
 in rapporto al volume,
 oppure in rapporto alla massa,
 oppure in rapporto alle moli
della soluzione o del solvente.
La concentrazione delle soluzioni

89. In particolare: la molarità (M),
detta anche concentrazione molare,
indica il numero di moli di soluto
presenti in 1 L di soluzione.
E’ il modo più usato in chimica
per esprimere la concentrazione delle soluzioni.
La concentrazione delle soluzioni

90. Per esempio,
una concentrazione 0,5 M di NaCl
indica che in 1 litro di quella soluzione sono
presenti 0,5 moli di NaCl.
La concentrazione delle soluzioni

91. La molalità (m),
o concentrazione molale,
indica il numero di moli di soluto
presenti in 1 kg di solvente puro.
La concentrazione delle soluzioni

92. Infine, la frazione molare (X)
indica il rapporto
fra numero di moli di soluto
e la somma
(moli di soluto + moli di solvente).
La concentrazione delle soluzioni