La chimica

1

Struttura atomica della materia

2

La chimica

“La chimica è la scienza che si

occupa dello studio della

composizione e delle proprietà delle

varie forme della materia ”

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Classificazione della materia Classificazione della materia

MATERIA spazio massa

Composizione Struttura Proprietà Trasformazioni

3 STATI DI AGGREGAZIONE

SOLIDO (V e forma propri)

LIQUIDO (V definito e forma indefinita) GASSOSO (V e forma indefiniti)

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I materiali sono spesso formati da agglomerati complessi di atomi e di

molecole anche multi-fasici

fase 2

fase 3

FASE:

porzione di materia

chimicamente e fisicamente

omogenea delimitata da superfici

di separazione ben definite

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Classificazione della materia

Sistemi fisicamente eterogenei (proprietà diverse –

insieme di più fasi)

elementi

Sistemi chimicamente eterogenei (più specie

chimiche)

Sistemi fisicamente omogenei (proprietà identiche in ogni punto-

fasi singole)

Sistemi chimicamente omogenei (1 sola specie

chimica)

composti

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Elementi Sono formati da atomi dello stesso tipo.

Tutti gli elementi sono classificati nella Tavola o Tabella Periodica dove sono indicati sia il nome che il simbolo Chimico.

90 elementi in natura (gli altri sono artificiali). Crosta terrestre 13 elementi.

Composti

Sono costituiti da atomi di tipo diverso ed hanno composizione fissa (es. H

Proprietà dipendono:



Natura elementi (NaCl, KCl)



Modo in cui gli atomi sono legati (CH

CH

OH, CH

OCH

)

Classificazione della materia

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Oltre il 98% della massa della crosta terrestre è costituita dai seguenti 13 elementi

• Ossigeno (O) 46.1

• Silicio (Si) 25.7

• Alluminio (Al) 7.51

• Ferro (Fe) 4.70

• Calcio (Ca) 3.99

• Sodio (Na) 2.64

• Potassio (K) 2.40

• Magnesio (Mg) 1.94

• Cloro (Cl) 1.88

• Idrogeno (H) 0.88

• Titanio (Ti) 0.580

• Fosforo (P) 0.120

• Carbonio (C) 0.087

% in massa

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Immagine ottenuta con un microscopio a scansione a effetto tunnel (STM) di un singolo atomo di Xenon depositato su una superficie di Nickel(110)

La data celebrativa del nuovo millennio è stata ottenuta posizionando 47 molecole di ossido di carbonio, CO, su una superficie di rame, mediante tecniche di microscopie a sonda

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La materia è costituita da atomi indivisibili e indistruttibili

Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà chimiche

Atomi di elementi diversi hanno masse diverse e proprietà chimiche diverse

Gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli dando origine a composti

TEORIA ATOMICA di DALTON (1808) La MATERIA è costituita da particelle

estremamente piccole: gli ATOMI

Fine 800-inizio 900 demolizione della teoria atomica di Dalton

Atomos = indivisibile

Le origini della teoria atomica Democrito (468-370 a.c.)

Epicuro (341-270 a.c.) Lucrezio (96-11 a.c.)

10

Il modello di Thompson

Esperimenti con raggi catodici: scoperta dell’elettrone

L’atomo è neutro per cui devono esistere anche delle cariche positive, i protoni

Modello a “panettone” di Thompson

Struttura atomica della materia

Struttura atomica della materia

11

L’esperimento di rutheford

L’esistenza del nucleo Struttura atomica della materia

Struttura atomica della materia

12

Modello planetario con un nucleo contenente i protoni e gli elettroni che ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al sole (nuvola elettronica). Ipotizzata esistenza dei neutroni.

Modello atomico di Rutherford

+ +

+ -

- -

Nucleo contenente particelle cariche

positivamente (protoni) ed altre particelle (neutroni)

Elettroni, che ruotano intorno al nucleo

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ATOMO: particella neutra a forma sferica con al centro un piccolissimo nucleo positivo.

Atomo r

≈ 10

cm

elettroni (e

)

nucleo

(r

≈ 10

-10

cm)

protoni (p

)

neutroni (n)

quarks quarks

Struttura atomica: le particelle fondamentali

I nucleoni sono le particelle che costituiscono il nucleo atomico e quindi comprendono sia i protoni che i neutroni. Essi sono tenuti insieme da forze di scambio che non sono né di natura elettrostatica, né gravitazionale, ma che sarebbero generate da uno scambio continuo tra i nucleoni di mesoni π (chiamai anche pioni) di tipo diverso. Questi ultimi sono particelle con massa 264-273 volte quella dell’elettrone

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1 nm (nanometro) = 10^–9 m 1 Å (Ångstrom) = 10^–10 m 1 pm (picometro) = 10^–12 m

Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi

Se il nucleo dell’atomo di idrogeno avesse le dimensioni di una palla da tennis, l’elettrone si troverebbe ad una distanza di circa 2000 m.

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Esempio: Rame (Cu), Ferro (Fe), ...

Raggio nucleare

Valore sperimentale: r

≈ 10

Å r

/r

≈ 10000

100000)

≈ 1 cm

Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi

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Particella Massa Carica

simbolo SI (g) atomica SI (C) atomica e

9.109·10

5.486 ·10

-1.602·10

-1 p

1.673·10

1.0073 +1.602·10

+1

n 1.675·10

1.0087 0 0

unità di carica atomica: 1.602·10^-19 C unità di massa atomica: 1.6606 · 10^-24 g

massa elettrone 1836 volte < massa protone

Nel NUCLEO NUCLEO è concentrata la MASSA MASSA dell’atomo

Struttura atomica: le particelle fondamentali

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Atomi con

chimiche, sono classificati come atomi dello

identificati dallo stesso simbolo chimico.

Carica nucleare (+ Z) La struttura dell’atomo

Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni=

numero nucleoni.

A - Z = numero dei neutroni

Numero atomico (Z) = numero di protoni (corrisponde anche al numero di elettroni essendo gli atomi neutri).

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A X

Z

Nuclide

Una specie atomica caratterizzata da una ben determinata composizione del nucleo.

Per scrivere un nuclide occorre:

simbolo elemento (X)

A (in alto a sinistra)

La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi

N Z = 7 A = 14 A-Z = 7 7 p

, 7 e

, 7 n; carica nucleare: +7

14 7

Esempio: nuclide elemento azoto

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Isotopi

Nuclidi di uno stesso elemento (isos topos = stesso posto), quindi con uguale numero atomico Z ma diverso numero di massa A e quindi diverso numero di neutroni.

14

C

12

C

13

C

C

Isobari

Nuclidi di elementi diversi, quindi con diverso numero atomico Z ma con uguale numero di massa A (isos baros = stesso peso).

54

Fe

26 ⁵⁴24

Cr

La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi

18

O

16

O

17

O

O

20

Tutti gli isotopi di un elemento hanno lo stesso nome. Fa eccezione l’idrogeno:

L’idrogeno naturale contiene il 99.985% di H, lo 0.015% di D ed una percentuale pressoché inapprezzabile di T.

Le proprietà chimiche e chimico-fisiche dipendono solo dal numero di elettroni (e quindi da Z) e conseguentemente diversi isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche e chimico-fisiche. Fanno eccezione gli isotopi degli elementi leggeri, in particolare dell’idrogeno:

H

O p.f. 0.00°C p.e. 100.00°C ad 1 atm D

O p.f. 3.82°C p.e. 101.42°C ad 1 atm

Esistono elementi come F, Al e P che hanno un solo isotopo La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi

idrogeno H

H = =

1

1 ₁²

H = D = deuterio

H = T = trizio

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Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi con composizione costante.

Ne (9.22%)

22 10

Ne (0.27%)

21 10

Ne (90.51%)

20 10

Spettro di massa del Neon

La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi

Quando si indica un elemento con il solo simbolo (Ne) ci si riferisce alla sua miscela isotopica naturale.

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La struttura del nucleo atomico La struttura del nucleo atomico Nuclidi stabili e

Nuclidi stabili e radionuclidi radionuclidi Nuclidi noti > 1000

Nuclidi stabili (naturali) ≈ 270 Nuclidi instabili naturali ≈ 30

Stabilità

Numero PROTONI (Z)



Numero NEUTRONI (A-Z)

Processo di decadimento radioattivo è un processo di trasformazione di un nuclide in un altro nuclide (stabile o meno) con emissione di PARTICELLE e a volte di radiazione elettromagnetica.

Legami chimici, stato di aggregazione, P, T, campi elettrici e campi magnetici NON influenzano i processi di decadimento radioattivo.

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In particolari condizioni e senza alterare la composizione del nucleo, un atomo può perdere o acquistare elettroni, diventando così una specie elettricamente carica detta ione.

Un atomo che perde uno o più elettroni diventa carico positivamente, ovvero uno ione positivo (catione).

Un atomo che acquista uno o più elettroni diventa carico negativamente, ovvero uno ione negativo (anione).

Simbologia: simbolo dell’elemento, carica ionica (numero di cariche + o –) in alto a destra.

ESEMPI: Na

Al

O

Cl

IONI

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Le

sperimentalmente con la spettrometria di massa. I valori sono molto piccoli: H 1.66 x 10

g

Fe 9.30 x 10

g

Unità di Massa Atomica (u.m.a.)

1 u.m.a. =

/

della massa assoluta di

C =

/

1.9926·10

g

= 1.6606·10

g

1961 definita scala unificata delle masse atomiche

Con questa unità di misura sono state tabulate le masse atomiche relative (M

).

Massa atomica

massa atomica assoluta (g) dell’isotopo

massa (g) corrispondente all’unità di massa atomica

M

=

25

1.9926·10

g

M

Na = 38.163·10

g

1.6606·10

g = 22.9898 1.6606·10

g

M

C = = 12.0000

Elementi in natura miscele di diversi isotopi

Massa atomica media relativa di un elemento Quale massa riportiamo nella tavola periodica???? La

atomiche relative degli isotopi costitutivi (peso atomico).

C (98.89%) M = 12.0000

12

6 ₆¹³C (1.11%) M = 13.00335

12.0000 x 98.89 + 13.00335 x 1.11

M_C = = 12.01

100

Massa atomica (peso atomico)

100 p

M

= ^!

M

p_i = abbondanza relativa dell’isotopo i–esimo (%)

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Le specie chimiche si rappresentano sinteticamente con delle notazioni dette formule chimiche.

Le formule chimiche indicano quali elementi sono presenti in una data specie chimica (o quale elemento, nel caso di una specie elementare) e in quali rapporti essi si trovano.

ESEMPI: H₂O S₈ C₂H₆O CaSO₄

L’informazione qualitativa è contenuta nei simboli degli elementi costituenti la specie chimica, mentre l’informazione quantitativa è data dagli indici numerici che indicano i rapporti di combinazione (coefficienti stechiometrici).

Quando l’indice è 1, per semplicità si omette.

FORMULE CHIMICHE

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Alcol etilico (C₂H₆O)

Le molecole sono aggregati

poliatomici, vengono rappresentate da una

una descrizione della composizione in maniera qualitativa e quantitativa



massa molecolare



somma delle masse atomiche degli atomi presenti in una sua molecola

M

= 2 M

+ 6 M

+ M

= 2 · 12.011 + 6 · 1.0079 + 15.999 =

= 46.068

Massa molecolare (peso molecolare)

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Le reazioni chimiche osservabili sperimentalmente coinvolgono un numero enorme di atomi, molecole o ioni.

È conveniente definire una nuova grandezza che rappresenta un numero grande e fisso di particelle e comparabile alle quantità utilizzate in un esperimento reale.

Mole (simbolo mol)

Quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni, molecole, ecc.) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di

12

C, il cui valore corrisponde ad N

Numero di Avogadro

N

= 6.022·10

entità/mol Mole

A. Avogadro

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n° atomi ¹²C in 1 mole = 12.0000 g

massa di 1 atomo ¹²C = 12,0000 g 12 · 1,6606 10^-24 g

n° atomi

C in 1 mole = 6,022 10

Mole

Massa molare di una sostanza

La massa di una mole di atomi o di molecole si dice massa molare ed è espressa in g/mol

Come conseguenza della definizione di mole, la massa molare è numericamente uguale alla massa atomica (per gli elementi) o alla massa molecolare (per i composti).

1 mole Fe contiene un numero N

di atomi di Fe

1 mole di H

O contiene un numero N

di molecole di H

O

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Verifica. Calcolo massa molare di H

O (M

):

M

= n° molecole H

O in 1mole · massa di una molecola H

O = M

=6.022 10

mol

· 1.660610

g · 18.02 = 18.02 g mol

Analogamente per gli elementi, essendo M

= 40.08, 1 mole di Ca (N

atomi) pesa 40.08 g

numericamente uguale alla massa molecolare (18.02)

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CALCOLO DEL NUMERO DI MOLI

Il numero di moli contenuto nella massa (in g) di una certa quantità di sostanza è dato da:

Il numero di particelle elementari contenute nella quantità di una certa sostanza sarà pari a:

n (mol) = m (g) M (g mol

)

numero particelle = n (mol) · N

(mol

)

ESEMPIO: Quante moli e quanti atomi sono contenuti in 100.0 g di sodio?

La massa molare del sodio, numericamente pari al suo peso atomico, è 22.990 g mol^–1 n (mol) = 100.0 g /22.990 g mol^–1 = 4.350 mol

numero di atomi di sodio = 4.350 mol · 6.02213 · 10²³ mol^-1 = 2.620 · 10²⁴

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Stessa massa Diverso numero di moli

Diversa massa Uguale numero di moli

Massa molare (di un elemento o di un composto)

33

n = 1 mole

46 g di alcol etilico

18 g di acqua 180 g di

glucosio

342 g di saccarosio Massa molare (di un elemento o di un composto)

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LA MASSA MOLARE ^S

C

Hg Pb

Cu

n = 1 mole