Differenza tra massa formula e massa molecolare

La formula massa , talvolta chiamata anche formula peso e rappresentata come PF, corrisponde alla somma dei pesi atomici medi di tutti gli atomi presenti nella formula empirica di una sostanza chimica. D’altra parte, la massa molecolare , chiamata anche peso molecolare e rappresentata come PM, corrisponde alla massa media di una molecola o unità discreta di un composto molecolare. Come la formula massa, la massa molecolare può essere calcolata sommando le masse atomiche medie degli atomi che compongono la molecola e sono quindi rappresentate nella formula molecolare.

Nonostante siano essenzialmente diversi, i concetti di massa formula e massa molecolare sono strettamente correlati. Entrambi sono calcolati allo stesso modo ed entrambi sono utilizzati con lo stesso intento. In altre parole, da un punto di vista pratico sono indistinguibili l’uno dall’altro. Tuttavia, da un punto di vista concettuale, implicano sottili differenze che hanno a che fare con l’uso corretto della terminologia chimica.

Formule molecolari e formule empiriche

Per comprendere meglio la differenza tra massa formula e massa molecolare, è necessario chiarire la differenza tra formule empiriche e formule molecolari, poiché, in fondo, queste masse non sono altro che la somma delle masse degli atomi presenti nell’uno o nell’altro formula.

formula molecolare

La formula molecolare è una rappresentazione semplificata della composizione chimica di una sostanza molecolare. Indica i tipi di atomi che compongono una molecola, nonché il numero effettivo di atomi di ciascun tipo presenti nella sua struttura. In questo senso il concetto di formula molecolare corrisponde solo ai composti molecolari, cioè a quelli che sono formati da unità discrete dette molecole, in cui tutti gli atomi sono legati tra loro mediante legami covalenti, e che presentano interazioni. Intermolecolari deboli del tipo van der Waals.

La formula molecolare ei composti ionici

È un errore molto comune parlare di formula molecolare in relazione ai composti ionici. Ad esempio, spesso si dice con noncuranza che la formula “molecolare” del cloruro di sodio è NaCl. Ciò rappresenta un errore concettuale poiché, essendo un composto ionico, non ci sono molecole nel cloruro di sodio. Nessuno ione sodio è legato a un singolo ione cloruro per formare un’unità discreta di NaCl, ma tutti sono legati a tutti gli altri dalle forze di attrazione elettrostatiche, cioè dal legame ionico.

Facendo un esempio libero, equivarrebbe a dire che in un’aula con 20 studenti maschi e 20 studentesse, che si conoscono poco, ci sono 20 fidanzati. Anche se, in effetti, c’è una femmina per ogni maschio, questo non significa che ci sia qualche legame tra loro se non il fatto che si trovano negli stessi luoghi. In questo caso sarebbe più corretto dire che la stanza è composta da un numero uguale di maschi e femmine. Questo è esattamente ciò che la formula di un composto ionico cerca di trasmettere: NaCl non significa che il cloruro di sodio è formato da “coppie” di ioni cloruro e ioni sodio, ma che nel cloruro di sodio c’è la stessa proporzione di ogni ione.

La formula molecolare e la massa molecolare

Poiché i composti ionici non formano molecole, non è corretto parlare della formula molecolare di un composto ionico. Solo i composti molecolari hanno una formula molecolare. Per estensione, solo i composti molecolari hanno massa molecolare .

Esempi:

• La formula molecolare del benzene è C ₆ H ₆ e ha una massa molecolare di 78,11 amu.
• La formula molecolare dell’acqua è H ₂ O e ha una massa molecolare di 18,01 amu.
• La formula molecolare del glucosio è C ₆ H ₁₂ O ₆ e ha una massa molecolare di 180,16 amu.
• Il nitrato di potassio, essendo un composto ionico, non ha né una formula molecolare né una massa molecolare. Quello che ha è formula empirica e formula di massa.

formula empirica

La formula empirica è il rapporto minimo di numeri interi che possono esistere tra gli atomi che compongono una sostanza chimica. In base alla legge delle proporzioni definite, ogni sostanza pura, sia essa ionica o molecolare, è costituita da un insieme di elementi che si associano in una proporzione fissa e ben definita. La formula empirica consiste, quindi, nella più piccola combinazione possibile di numeri interi con cui questa proporzione può essere rappresentata.

Ad esempio, come abbiamo visto, il benzene è un composto molecolare formato da 6 atomi di carbonio e 6 idrogeni, quindi possiamo dire che, in questa sostanza, gli atomi di carbonio e idrogeno sono in rapporto 6:6. Tuttavia, questo rapporto può essere semplificato in uno con numeri interi più piccoli, che è 1:1. Per questo motivo possiamo dire che la formula empirica del benzene è CH.

La formula empirica ei composti ionici

A differenza delle formule molecolari, che si applicano solo ai composti molecolari, la formula empirica può essere applicata a qualsiasi tipo di sostanza chimica, dagli elementi puri ai composti ionici, passando per i composti molecolari. In altre parole, l’unico modo corretto per rappresentare i composti ionici è attraverso la loro formula empirica, mentre i composti molecolari possono essere rappresentati sia dalla loro formula empirica che da quella molecolare.

La formula empirica e la formula massa

La formula massa rappresenta la massa di un’unità della formula empirica, ed è da lì che prende il nome. Da quanto precede si può dedurre che, mentre i composti molecolari sono associati ad una massa molecolare ma non i composti ionici, sia i primi che i secondi sono associati ad una massa di formula .

Determinazione della massa formula di un composto ionico

Un punto importante dovrebbe essere chiarito riguardo alla formula empirica e alla massa formula dei composti ionici. Ci sono alcune situazioni in cui la formula empirica non coincide esattamente con la formula che usiamo per rappresentare alcuni composti ionici, in particolare quelli che hanno ioni poliatomici covalenti con formula semplificabile, come ossalato (C 2 O 4 _2- ) _, ^tetrationato ( S ₄ O ₆ ^– ) o perossido (O ₂ ^2-). Questo perché una formula empirica cerca di rappresentare la proporzione minima in cui si trovano tutti gli atomi di una sostanza, ma nel caso di composti ionici è più importante esprimere la proporzione minima in cui si trovano gli ioni che la compongono. detto composto, ma non i singoli atomi.

In questo senso, bisogna tener conto che, nell’esprimere la formula di un composto ionico, gli ioni poliatomici sono presi come unità discrete indivisibili, anche se i loro pedici possono essere ulteriormente semplificati.

Esempio

Per illustrare questo, si consideri l’ossalato di potassio, che è un composto ionico costituito da ioni ossalato (C ₂ O ₄ ^2- ) e cationi di potassio (K ⁺ ). Sono necessari due potassio per ogni ossalato, quindi la formula per questo composto è K ₂ C ₂ O ₄ . Sebbene questa formula possa essere semplificata in KCO ₂ (che è in realtà la formula empirica di questo composto), ai fini della determinazione della massa della formula in questo caso la semplificazione non viene eseguita perché è Considera lo ione ossalato come un’unità discreta.

Questa pratica garantisce che le formule dei composti ionici e le rispettive masse di formula possano sempre essere utilizzate in modo univoco per determinare il numero di ioni di ciascun tipo presenti in un campione.

Calcolo della massa formula e della massa molecolare

Come già accennato, dal punto di vista pratico sia la massa molecolare che la massa formula vengono calcolate e utilizzate allo stesso modo. In entrambi i casi si usa la rispettiva formula, molecolare o empirica, a seconda dei casi, e si sommano le masse atomiche medie di tutti gli atomi presenti.

Grandezza e unità di formula massa e massa molecolare

Quando si tratta di masse, è chiaro che sia la formula che la massa molecolare devono essere espresse in unità di massa. Detto questo, è importante notare che entrambe le masse hanno magnitudini estremamente piccole in virtù del fatto che rappresentano solo le masse di pochi atomi. Per questo motivo, invece di utilizzare unità come grammi o chilogrammi per rappresentare la formula o la massa molecolare, vengono utilizzate unità di massa atomica o amu.

In questo senso, non è corretto affermare che la massa molecolare dell’acqua è 18 g, poiché quella è, in realtà, la massa di una mole di molecole d’acqua, non solo di una. In questo caso i concetti di formula e massa molecolare vengono confusi con quello di massa molare , che non è la stessa cosa.

esempi

• Determina la massa molecolare dell’acido butanoico la cui formula molecolare è C ₃ H ₇ COOH.

Questo composto ha 4 atomi di carbonio, 8 idrogeno e 2 ossigeno, quindi la sua massa molecolare o peso molecolare è:

PM _C3H7COOH = (4 x PA _C ) + (8 x PA _H ) + (2 x PA _O ) = (4 x 12 amu) + (8 x 1 amu) + (2 x 16 amu) = 88 amu

• Determina la massa formula del fosfato di calcio la cui formula empirica è Ca ₃ (PO ₄ ) ₂

PF _Ca3(PO4)2 = (3 x PA _Ca ) + (2 x PA _P ) + (8 x PA _O ) = (3 x 40 amu) + (2 x 31 amu) + (8 x 16 amu) = 310 uma

Usando la formula massa e massa molecolare

Il motivo principale per cui la maggior parte delle persone determina la massa formula di un composto ionico o la massa molecolare di una sostanza molecolare è perché entrambi sono numericamente uguali alle rispettive masse molari. Questi rappresentano la massa in grammi di una mole di sostanza, quindi la formula massa e massa molecolare servono a determinare indirettamente il numero di moli presenti in un qualsiasi campione di sostanza.

Attraverso il numero di moli si apre la possibilità di eseguire tutti i tipi di calcoli stechiometrici, dal numero di atomi, ioni o molecole, ai reagenti limitanti, ai reagenti in eccesso e ai diversi tipi di resa, tra gli altri.

Riepilogo delle differenze e somiglianze tra massa formula e massa molecolare

La tabella seguente riassume tutto ciò che è stato discusso in questo articolo.

Riferimenti

Come calcolare il Peso Molecolare? Esempi ed esercizi . (2021, 18 maggio). Corso d’esame di ammissione online Unibetas. https://unibetas.com/peso-molecolare/

Massa molecolare e peso molecolare . (nd). Khan Academy. https://es.khanacademy.org/science/3-secondary-cyt/x2972e7ae3b16ef5b:unit-1-links-and-chemical-reactions/x2972e7ae3b16ef5b:balance-of-reactions-and-stechiometry/v/molecular-mass- e-peso-molecolare

Medina, J. (2011). CHIMICA I: CLASSE 4: Argomento 1 Stechiometria dei composti. Blog del professor Jhonny Medina. http://quimicaunouc.blogspot.com/p/masa-molecular-masa-formula-y-masa-molar.html

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Formula Peso (Chimica) . (2017, 12 giugno). glossari specializzati. https://glosarios.servidor-alicante.com/quimica/peso-formula