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IL CONCETTO DI MOLE IN CHIMICA
Le sostanze chimiche sono costituite da molecole, a loro volta formate dall’unione di atomi.
Ad esempio, la molecola dell’acqua (di formula molecolare H2O) è formata da due atomi di
Idrogeno e un atomo di Ossigeno.
Allo stesso modo, la molecola dell’acido nitrico (HNO3) è formata da un atomo di Idrogeno, un
atomo di Azoto e tre atomi di Ossigeno.
Queste particelle sono di grandezza estremamente piccola (ovviamente invisibili all’occhio umano)
e hanno anche una massa estremamente piccola; le loro dimensioni sono dell’ordine degli Angstrom
(circa la miliardesima parte del metro) e i loro pesi sono espressi in unità di massa atomica (u. m. a.)
e sono dell’ordine di 10 -23 – 10 -20 grammi.
Di conseguenza una quantità visibile di una sostanza chimica è sempre costituita da un numero
enormemente grande di queste particelle infinitamente piccole (molecole o atomi) e sarebbe
estremamente difficoltoso operare ed effettuare calcoli su queste particelle così numerose e piccole.
Perciò i chimici hanno avvertito l’esigenza di operare su quantità di sostanze molto più grandi e
misurabili, introducendo la MOLE, che può essere considerata un MULTIPLO molto grande della
molecola (MOLE di molecole) o dell’atomo (MOLE di atomi).
La MOLE di un insieme di molecole di una sostanza è:
- Una quantità di molecole della sostanza uguale a 6,022 * 10 23 (Numero di Avogadro)
- Una quantità di molecole della sostanza in grammi pari al Peso Molecolare della sostanza
Ad esempio, una mole di H2O è una quantità di acqua pari a 18 grammi (infatti il Peso Molecolare
dell’acqua è 18 u. m. a.) ma è anche una quantità di H2O che contiene 6,022 * 10 23 molecole di
H2O.
Analogamente una mole di HNO3 è una quantità di acido nitrico pari a 63 grammi (infatti il Peso
Molecolare dell’acido nitrico è 63 u. m. a. ) ma è anche una quantità di acido nitrico che contiene
6,022 * 10 23 molecole di HNO3
Le due definizioni praticamente coincidono: infatti dai calcoli dei chimici risulta che se si ha una
quantità di acqua o di acido nitrico pari rispettivamente a 18 grammi e a 63 grammi si ha anche un
numero di particelle pari al Numero di Avogadro.
Queste definizioni e considerazioni sono valide per qualunque sostanza chimica.

Si può così iniziare a comprendere l’utilità del concetto di mole: infatti mentre la molecola è
un’entità non visibile e difficilmente misurabile e quantificabile, la mole è invece una quantità
agevole da manipolare e calcolare.
Mentre sarebbe molto difficoltoso in un laboratorio pesare o visualizzare un certo numero di
molecole, è molto semplice pesare e visualizzare una mole di sostanza: per esempio una mole di
H2O, trattandosi di ben 18 grammi di acqua o una mole di HNO3, trattandosi di ben 63 grammi di
acido nitrico sono facilmente pesabili, manipolabili e visualizzabili.
Se poi si considera che i quantitativi di sostanze chimiche utilizzati in un laboratorio o in
un’industria devono essere soggetti a operazioni di calcolo riguardanti la preparazione di soluzioni
o riguardanti le quantità di sostanze reagenti o prodotte in una reazione o i calcoli delle rese delle
reazioni appare evidente l’utilità di poter operare su entità molto più grandi come le moli anziché su
entità estremamente piccole come le molecole.
La mole di molecole è chiamata anche GRAMMOMOLECOLA.
Il concetto di MOLE, che fino ad ora abbiamo visto applicato alle molecole, è stato applicato anche
ad altri tipi di particelle.
Una MOLE di atomi ( chiamata anche GRAMMOATOMO ) è:
- Una quantità di atomi di un elemento pari a 6,022 * 10 23 atomi ( Numero di Avogadro )
- Una quantità di atomi di un elemento in grammi uguale al suo Peso Atomico.
Pertanto una mole di atomi di Idrogeno (cioè un GRAMMOATOMO di Idrogeno) contiene 6,022 *
10 23 atomi di Idrogeno ed è anche una quantità di Idrogeno pari a 1 grammo (infatti il Peso Atomico
dell’Idrogeno è 1 u . m. a. ).
Analogamente una mole di atomi di Ossigeno (cioè 1 GRAMMOATOMO di Ossigeno) contiene
6,022 * 10 23 atomi di Ossigeno e corrisponde a circa 16 grammi di Ossigeno.
Le due definizioni sono anche in questo caso entrambe valide e verificate.
Esistono altri tipi di MOLE e precisamente:
- Una mole di ioni (GRAMMOIONE): corrisponde a 6,022 * 10 23 ioni di una data specie
ionica ed è un quantitativo di ioni corrispondente al Peso dello ione
- Una mole di elettroni (GRAMMOELETTRONE) corrisponde a 6,022 * 10 23 elettroni.
- Una mole di equivalenti (GRAMMOEQUIVALENTE) contiene 6,022 * 10 23 equivalenti di
una specie chimica ed è una quantità in grammi di quella specie pari al suo Peso Equivalente

Poiché una mole di particelle è semplicemente un MULTIPLO di quelle particelle, possiamo
evidenziare le seguenti corrispondenze.
1 MOLECOLA di H2O 1 MOLE (GRAMMOMOLECOLA) di H2O
2 atomi di H + 1 atomo di O 2 * 6,022 * 10 23 atomi di H + 6,022 * 10 23 atomi di O
( 2 grammoatomi di H + 1 grammoatomo di O )
2 u . m. a . + 16 u. m. a. = 18 u . m . a . 2 grammi di H + 16 grammi di O = 18 grammi
1 MOLECOLA di H2SO4 1 MOLE (GRAMMOMOLECOLA) di H2SO4
2 atomi di H+1 atomo di S+4 atomi di O 2*6,022 * 10 23 atomi di H + 6,022*10 23 atomi di S
+ 4*6,022 * 10 23 atomi di O
( 2 grammoatomi di H + 1 grammoatomo di S
+ 4 grammoatomi di O )
2 + 32 + 64 = 98 u.m.a. 2 grammi di H+ 32 grammi di S
+ 64 grammi di O = 98 grammi
Se invece di 1 mole, si ha un quantitativo superiore o inferiore, è semplice calcolare la quantità in
grammi corrispondente.
Se 1 mole di H2O pesa 18 grammi, 2 moli pesano 36 grammi ( 2 * 18 ), 10 moli pesano 180 grammi
( 10 * 18 ), 20 moli pesano 360 grammi ( 20 * 18 ), 0,5 moli pesano 9 grammi ( 0,5 * 18 ), 0,1 moli
pesano 1,8 grammi ( 0,1 * 18 ).
Allo stesso modo, se 1 mole di CO2 pesa 44 grammi ( 12 + 32 ), 2 moli pesano 88 grammi (2 * 44),
10 moli pesano 440 grammi (10 * 44), 100 moli pesano 4400 grammi ( 100 * 44), 0,1 moli pesano
4,4 grammi (0,1 * 44), 0,01 moli pesano 0,44 grammi (0,01 * 44).
Il peso di una mole si chiama Peso Molare e la sua unità di misura è grammi / mole.