Calcolatrice di molarità

Che cos’è la molarità?

La molarità è la concentrazione di una soluzione in termini di numero di moli del soluto in 1 dm3 (1 litro) di soluzione.

Quali sono le unità della molarità?

Le unità di molarità sono M o mol/L. Una soluzione di 1 M è detta “una molare”.

Cos’è una mole?

Una mole è la quantità di qualcosa che ha lo stesso numero di particelle di 12 g di carbonio-12. Questo equivale a circa 6,02×1023, chiamato anche numero di Avogadro. Così, 1 mole di idrogeno gassoso (H2) contiene 6,02×1023 molecole, e 1 mole di glucosio (C6H12O6.) contiene anch’essa 6,02×1023 molecole, ma poiché l’H2 è una molecola molto più semplice, 1 mole di H2 avrà una massa molto più piccola (la massa molare) di 1 mole di C6H12O6.

Cos’è la massa molare?

La massa molare è la massa in grammi di 1 mole di una particolare molecola.

Come trovare la massa molare

Una mole di sodio (Na) è 22,99 g, e 1 mole di cloro è 35,45 g. Per il cloruro di sodio (NaCl) sono in un rapporto di 1:1 quindi la massa molare di NaCl è 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol.
Per un composto come l’acqua (H2O), 1 mole di idrogeno (H) è 1,008 g/mol e 1 mole di ossigeno (O) è 15,9994 g/mol. Quindi, la massa molare di H2O è (2 x 1,008) + 15,9994 = 18,0154 g/mol.

Come si rapporta la molarità alla concentrazione?

Due soluzioni che hanno la stessa molarità avranno lo stesso numero di molecole della sostanza chimica per litro, ma è probabile che contengano masse diverse di quella sostanza per litro per ottenere questo risultato. Mentre due soluzioni alla stessa concentrazione avranno la stessa massa della sostanza chimica per litro di soluzione, ma è quindi probabile che abbiano un numero diverso di molecole di quella sostanza chimica per litro. A condizione che alcune informazioni aggiuntive siano note, un valore può essere dedotto dall’altro usando le equazioni qui sotto.

Equazioni di molarità

Per calcolare la molarità o per calcolare valori correlati (inclusi volume, massa, massa molare e concentrazione) dalla molarità, si utilizzano le seguenti equazioni.

Esempio di calcoli di molarità e concentrazione

Lo scenario in cui la maggior parte degli scienziati di laboratorio incontreranno questo tipo di calcolo è quando si preparano soluzioni seguendo una procedura operativa standard (SOP) o un documento scientifico. Qui, la soluzione utilizzata è tipicamente definita dalla sua concentrazione molare (M). Per esempio;
Devi fare una soluzione 0,5 M di NaCl, avendo deciso che vuoi 2 litri quanto NaCl dovresti aggiungere?

1. Prima devi calcolare il numero di moli in questa soluzione, riorganizzando l’equazione
   No. Moli (mol) = Molarità (M) x Volume (L)
   = 0.5 x 2
   = 1 mol
2. Per NaCl, la massa molare è 58,44 g/mol
   Ora possiamo usare l’equazione riorganizzata
   Massa (g) = No. Moli (mol) x Massa molare (g/mol)
   = 1 x 58,44
   = 58,44 g
   Quindi, per fare 2 litri di una soluzione 0,5 M di NaCl, è necessario aggiungere 58,44 g di NaCl.

Rirrangere l’equazione non è necessario in quanto lo strumento di calcolo lo farà per voi.
Siccome stai aggiungendo 58,44 g di NaCl a 2 L d’acqua potresti anche esprimere questo valore in termini di concentrazione
Concentrazione (g/L) = Massa (g) / Volume (L)
= 58,44 / 2
= 29,22 g/L
Termini correlati

– massa di un atomo di quell’elemento che tipicamente riflette la massa del nucleo (protoni più neutroni). Per esempio, l’idrogeno è 1. Questo era misurato in unità di massa atomica (AMU) ma ora è tipicamente espresso in Dalton (Da).
– somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che appaiono in una data formula molecolare. Per esempio, il glucosio ha una formula molecolare di C6H12O6, il peso molecolare di C è 12 Da, H è 1 Da e O è 16 Da. Pertanto, la massa molecolare del glucosio è = (6 x 12) + (12 x 1) + (6 x 16)
= 72 + 12 + 96
= 180 Da
Numericamente questo è lo stesso della massa molare differendo solo nelle unità in cui sono espressi.
– I valori delle masse atomiche e quindi molecolari sono normalmente ottenuti rispetto alla massa dell’isotopo 12C (carbonio-12), tuttavia “relativo” è generalmente omesso dal titolo. Scritti correttamente, i valori relativi non hanno unità.
– somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che compaiono in una data formula empirica. La formula empirica indica il rapporto degli atomi di ogni elemento in una molecola piuttosto che il numero effettivo. Per esempio, il glucosio (formula molecolare C6H12O6) avrebbe quindi la formula empirica CH2O, il peso molecolare di C è 12 g, H è 1 g e O è 16 g. Pertanto, la massa formula del glucosio è
= (1 x 12) + (2 x 1) + (1 x 16)
= 12 + 2 +16
= 30 g
Per molecole come H2O, dove la formula è già nella sua forma più semplice, la massa formula e la massa molecolare sono uguali.
– simile alla molarità, tuttavia il calcolo della normalità usa il numero di moli equivalenti piuttosto che il numero di moli. Le unità sono N o eq/L. La normalità è generalmente usata solo quando una sostanza ha più di una sottospecie che può partecipare a una determinata reazione, come un protone per le reazioni acido/base, un elettrone per le reazioni di ossidazione/riduzione, o nelle reazioni di precipitazione. Per esempio, l’acido solforico (H2SO4) ha due protoni ionizzabili (H+) che possono partecipare alla neutralizzazione di una base come l’idrossido di sodio (NaOH)
H2SO4(aq) + 2 NaOH → 2 Na+(aq) + 2 H2O + SO42+(aq)
Se una soluzione di acido solforico è 1 M, allora è 2 N espresso come normalità. Una soluzione di 2 N è detta “due normali”.
– simile alla molarità, tuttavia il calcolo della molalità usa la massa piuttosto che il volume del solvente usato, rendendolo indipendente dalla temperatura a differenza della molarità. Le unità sono m o mol/kg.