Che cos'è una talpa in chimica?

Mole: un'unità di misura

Pensiero Co.

UN Talpa è semplicemente un unità di misura . In effetti, è una delle sette unità base dell'International System of Units (SI). Le unità vengono inventate quando le unità esistenti sono inadeguate. Le reazioni chimiche si verificano spesso a livelli in cui si utilizza grammi non avrebbe senso, ma anche usare numeri assoluti di atomi/molecole/ioni sarebbe fonte di confusione. Quindi, gli scienziati hanno inventato la talpa per colmare il divario tra numeri molto piccoli e molto grandi.

Ecco uno sguardo a cos'è una talpa, perché usiamo le talpe e come convertire tra moli e grammi.

Punti chiave: Mole in Chimica

• La talpa è un'unità SI utilizzata per misurare la quantità di qualsiasi sostanza.
• L'abbreviazione di talpa è mol.
• Una talpa è esattamente 6,02214076×10²³particelle. Le 'particelle' potrebbero essere qualcosa di piccolo, come elettroni o atomi, o qualcosa di grande, come elefanti o stelle.

Cos'è una talpa?

Come tutte le unità, una talpa deve essere definita oppure basata su qualcosa di riproducibile. L'attuale definizione della mole è definita, ma si basava sul numero di atomi in un campione dell'isotopo carbonio-12.

Oggi, una talpa è il numero di particelle di Avogadro, che è esattamente 6,02214076×10²³. Per tutti gli scopi pratici, la massa di una mole di un composto in grammi è approssimativamente uguale alla massa di una molecola del composto in dalton.

In origine, una talpa era la quantità di qualsiasi cosa che ha lo stesso numero di particelle che si trovano in 12.000 grammi di carbonio-12. Quel numero di particelle è Il numero di Avogadro , che è circa 6,02x10²³. Una mole di atomi di carbonio è 6,02x10²³atomi di carbonio. Una talpa di insegnanti di chimica è 6,02x10²³insegnanti di chimica. È molto più facile scrivere la parola 'talpa' che scrivere '6.02x10²³' ogni volta che vuoi fare riferimento a un gran numero di cose. Fondamentalmente, ecco perché è stata inventata questa particolare unità.

Perché usiamo le talpe

Perché non rimaniamo semplicemente con unità come grammi (e nanogrammi e chilogrammi, ecc.)? La risposta è che le moli ci danno un metodo coerente per convertire tra atomi/molecole e grammi. È semplicemente un'unità conveniente da utilizzare durante l'esecuzione di calcoli. Potresti non trovarlo troppo comodo quando impari per la prima volta a usarlo, ma una volta che avrai acquisito familiarità con esso, una talpa sarà un'unità normale come, diciamo, una dozzina o un byte.

Conversione di talpe in grammi

Uno dei più comuni calcoli di chimica sta convertendo le moli di una sostanza in grammi. Quando equilibri le equazioni, utilizzerai il rapporto molare tra reagenti e reagenti. Per fare questa conversione, tutto ciò che serve è una tavola periodica o un altro elenco di masse atomiche.

Esempio: Quanti grammi di anidride carbonica sono 0,2 moli di CO_Due?

Cerca le masse atomiche di carbonio e ossigeno. Questo è il numero di grammi per una mole di atomi.

Il carbonio (C) ha 12,01 grammi per mole.
L'ossigeno (O) ha 16,00 grammi per mole.

Una molecola di diossido di carbonio contiene 1 atomo di carbonio e 2 atomi di ossigeno, quindi:

numero di grammi per mole CO_Due= 12.01 + [2 x 16.00]
numero di grammi per mole CO_Due= 12.01 + 32.00
numero di grammi per mole CO_Due= 44,01 grammi/mole

Moltiplica semplicemente questo numero di grammi per mole per il numero di moli che hai per ottenere la risposta finale:

grammi in 0,2 moli di CO_Due= 0,2 moli x 44,01 grammi/mole
grammi in 0,2 moli di CO_Due= 8,80 grammi

È buona norma fare in modo che determinate unità vengano annullate per darti quella di cui hai bisogno. In questo caso, le moli sono state cancellate dal calcolo, lasciandoti con i grammi.

Puoi ancheconvertire i grammi in moli.

Fonti

• Andreas, Birk; et al. (2011). 'Determinazione della costante di Avogadro contando gli atomi in un cristallo 28Si'. Lettere di revisione fisica . 106 (3): 30801. doi:10.1103/PhysRevLett.106.030801
• di Bièvre, Paolo; Peiser, H. Stephen (1992). ''Peso atomico': nome, storia, definizione e unità'. Chimica pura e applicata . 64 (10): 1535–43. doi:10.1351/pac199264101535
• Azzurro, David (1996). Principi di base e calcoli in ingegneria chimica (6 ed.). ISBN 978-0-13-305798-0.
• Ufficio internazionale dei pesi e delle misure (2006). Il Sistema Internazionale di Unità (SI) (8a ed.). ISBN 92-822-2213-6.
• Yunus A. Cengel; Boles, Michael A. (2002). Termodinamica: un approccio ingegneristico (8a ed.). TN: McGraw Hill. ISBN 9780073398174.