Mole

Artìculu in LSC

Mole
Sistema de medida	Unidade base de su SI
Unidade de	Cantidade de sustàntzia
Sìmbulu	mol
Cunversiones
1 mol in ...	... est uguale a ...
Unidade base de su SI	Unidade base (sa cunversione est chene dimensione)

 

Sa mole (sìmbulu mol) est s'unidade de medida de sa cantidade de sustàntzia. Dae su 1971 est una de sas sete grandesas fìsicas fundamentales de su Sistema internatzionale.

Dae su 20 maju 2019, sa mole est definida comente a sa cantidade de sustàntzia chi cuntenet esatamente 6,02214076×10²³ entidades fundamentales, essende custu su balore numèricu de sa costante de Avogadro cando espressada in mol^-1 (nùmeru de Avogadro).

Tale definitzione est istada introduida in santandria 2018 in su cursu de sa de 26 Cunferèntzia generale de pesos e de medidas, sostituinde sa definitzione prus betza basada in su nùmeru de àtomos cuntènnidos in 12 grammos de carbòniu-12 (¹²C, est a nàrrere s'isòtopu de su carbòniu cun nùmeru de massa 12). Di fatis, sa ridefinitzione de sa mole est istada detzìdida pro fàghere sas unidades de medida indipendentes intre issas (in antis sa definitzione de mole fiat ligada a sa massa) e pro ite a s'istadu atuale de sas cosas est possìbile determinare su balore numèricu de sa costante de Avogadro cun unu livellu de intzertesa atzetàbile.

Su nùmeru de partigheddas cuntentas in una mole est nòdidu comente a nùmeru de Avogadro, de su chìmicu e fìsicu italianu Amedeo Avogadro.

Su cuntzetu de mole est istadu introduidu dae Wilhelm Ostwald in su 1896.

Mole, cantidade chìmica e massa molare

Amedeo Avogadro, chi at ispiradu sa costante de Avogadro

Dae sa definitzione sighit chi una cantidade de sustàntzia est pari a una mole cando cuntenet unu nùmeru de partigheddas uguale a su balore numèricu de sa costante de Avogadro. Una mole de sa sustàntzia B cuntenet 6,02214076×10²³ partigheddas de B.

In manera normale sa sustàntzia B est una sustàntzia pura o una miscela bene definida (s'àera, pro esempru, cuntenet 4 molèculas de azotu e 1 molècula de ossìgenu, che prima aprossimatzione). Sa "cantidade de sa sustàntzia B" divenit sa "cantidade de B" cando sa sustàntzia benit espressada (a esèmpiu "sa cantidade de s'àera" o "sa cantidade de s'ossìgenu").

Sa cantidade de B est su raportu intre su nùmeru de sas partigheddas cunsideradas e sa costante de Avogadro:

n_B = N°_B / N_A

ue:

• n est espressadu in moles
• N_A in mol⁻¹
• N° est unu nùmeru adimensionale.

Sa massa molare de una sustàntzia B (M_B) est dada dae su raportu intre sa massa e sa cantidade de sustàntzia de unu corpus.

Pro esèmpiu, sa massa atòmica de su sòdiu est pares a 22,99 u; una mole de sòdiu est a nàrrere unu nùmeru de àtomos de sòdiu pares a su balore numèricu de sa costante de Avogadro currispondet a 22,99 grammos de sustàntzia. Sa massa molare de su sòdiu est 22,99 g/mol_Na.

A sa matessi manera, in su casu de s'abba (H₂O), sa massa molecolare est pares a 18,016 u; una mole de custa sustàntzia est pares a 18,016 grammos. Sa massa molare de s'abba balet 18,016 g/mol_H₂O.

In su casu de su metanu (CH₄), cun massa molecolare de 16,04, mesa mole (e tando metade de su balore numèricu de sa costante de Avogadro de molèculas) currispondet a 8,02 grammos.

Est in manera cuntzetuale isballiadu impreare su tèrmine mole pro indicare sa massa molare: mentras custa ùrtima est una grandesa intensiva chi si medit in g/mol o kg/mol, in manera numèrica uguale a sa massa molecolare o atòmica, sa mole est un'unidade de medida de una grandesa estensiva mutida "cantidade de sustàntzia" (o a bias pro fagher prus lestros e essende prus pagu curretos, "nùmeru de moles"). Sa relatzione intre custas grandesas est:

$n={m \over M}$

ue n est sa cantidade de sustàntzia, m est sa massa de su campione e M est sa massa molare sua. Sa massa de su campione in su SI si medit in chilos (kg) ma a su sòlitu benint impreados unos sutamùltiplos (g). Sa massa molare imbetzes si medit in g/mol (su balore numèricu suo cointzidet cun sa massa molecolare, chi est mesurada in u.m.a.): sa cantidade de sustàntzia resurtat pro custu contada in moles (est pro custu chi si faeddat de "nùmeru de moles").

A bortas si preferit espressare su tipu de entidades elementares cunsideradas impreende sas denumenatziones oramai disusadas de grammuatomu (mole de un'elementu) e grammumolecola (mole de unu cumpostu). Su grammumole e su grammumolecola sunt istados eliminados in su 1963 dae su XIII CGPM e sostituidos dae sa "mole de sustàntzia". Dae su 1972 sa mole faghet parte de su SI e su SI est divenidu, pro lege, s'ùnicu sistemat ufitziale de unidade de medida in meda Paisos. Su SI est in vigore in belle totu su mundu.

In sos paisos anglosàssones benint annotamala impreadas sas definitziones de libbramolecola e libbramole, chi sunt prètzisas a sas definitziones de grammomolecola e grammomole, tranne pro su fatu chi nche si referit a sa libbra pro sa medida de sa massa.

Carchi aplicatzione de su cuntzetu de mole

Su cuntzetu de mole est impreadu a s'ispissu in chìmica, in cantu permitet de paragonare partigheddas de massa diferente. Annotamala, referinde·nche a sas moles imbetzes chi a su nùmeru de entidades, nche luamus de s'impreu de nùmeros meda mannos.

Sa mole est impreada fintzas in sas definitziones de unas àteras unidades de medida; a esèmpiu sa càrriga de una mole de eletrones est mutida costante de Faraday, pari a 96 485 coulomb, mentras una mole de fotones est narada einstein.

Su cuntzetu de mole est impreadu fintzas in sas ecuatziones de istadu de sos gas ideales; s'at chi una mole de molèculas de unu cale si siat gas ideale, in cunditziones normales (temperadura de 0 °C e pressione 101 325 Pa = 1 atm) òcupat unu volùmene de 22,414 L pro sa lege de Avogadro. Gai est possìbile contare su nùmeru de molèculas presentes in unu volùmene datu de gas, e tando sa massa sua.

Esèmpiu - contos istechiomètricos

In s'esèmpiu chi benit, sas moles sunt impreadas pro contare sa massa de CO₂ emìtida, cando benit brusiadu 1 g de etanu. Sa fòrmula interessada est:

${\ce {7/2 O2 + C2H6 -> 2 CO2 + 3 H2O}}$

Inoghe, 3,5 moles de ossìgenu reagint cun 1 mole de etanu, pro prodùere 2 moles de CO₂ e 3 moles de H₂O. Si abàidet chi sa cantidade de molèculas non netzèssitat de èssere bilantziada subra ambu sos chirros de s'ecuatzione: dae 4,5 mol de gas si colat a 5 mol de gas. Custu ca pro sa cantidade de sas molèculas de gas non contat sa massa o su nùmeru de àtomos interessados, ma in manera simple su nùmeru de partigheddas individuales. In su càrculu nostru est, in antis de totus, netzessàriu contare sa cantidade de s'etanu chi est istadu brusiadu. Sa massa de una mole de sustàntzia est definida comente a pari a sa massa atòmica sua o molecolare, multiplicada pro sa costante de Avogadro. Sa massa atòmica de s'idrògenu est pares a 1 u, mentras sa massa molare de H est pares a 1 g/mol_H; sa massa atòmica de su carbòniu est pares a 12 u, sa massa sua molare a 12 g/mol_C; tando sa massa molare de su C₂H₆ est: 2×12 + 6×1 = 30 g/mol_C2H6. Una mole de etanu pesat 30 g. Sa massa de s'etanu brusiadu fiat de 1 g, o 1/30 de mole. Sa massa molare de sa CO₂ (cun massa atòmica de su carbòniu 12 u e de s'ossìgenu 16 u) est: 2×16 u + 12 u = 44 u, tando una mole de diòssidu de carbòniu tenet una massa de 44 g. Dae sa fòrmula ischimus chi:

• 1 mole de etanu produet 2 moles de diòssidu de carbòniu.

Connoschimus fintzas sa massa de s'etano e de su diòssidu de carbòniu, tando:

• 30 g de etanu produent 2×44 g de diòssidu de carbòniu.

Est pretzisu multiplicare pro duos sa massa de su diòssidu de carbòniu ca nde benint prodùidos duos moles. Dae s'àtera ala ischimus fintzas chi est istadu brusiadu petzi 1/30 de mole de etanu. Torramus:

• 1/30 de mole de etanu produet 2 × 1/30 de mole de biossido de carbòniu.

E a sa fine:

• 30 × 1/30 g de etano produent 44 × 2/30 g de biossido de carbòniu = 2,93 g

Sa Die de sa mole

  Sa Die de sa mole benit tzelebrada su 23 de santugaine, intre sas 6:02 e sas 18:02. Sa die e s'oras sunt istados seberados de manera chi sa data iscrita in su formadu istadunidensu (overas: 6:02 10/23) currispondat a sas primas tzifras de su nùmeru de Avogadro (6,02×1023).

Bibliografia

• (IT) Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10ª ed., CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8.
• (IT) Silvio Gori, Chimica fisica, 1ª ed., Padova, PICCIN, 1999.
• (EN) IUPAC,IUPAP,ISO, "Green Book", 1ª ed., Londra, Blackwell, 1993.