Solo all'inizio del XIX secolo J. Dalton propose la teoria atomica moderna

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1 ATOMI Solo all'inizio del XIX secolo J. Dalton propose la teoria atomica moderna Dalton formulò la sua teoria atomica avvalendosi delle conoscenze chimiche che possedeva: la legge della conservazione della massa (di Lavoisier) la legge delle proporzioni definite (di Proust) 1

2 Legge della conservazione della massa in un sistema chiuso: in una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma 2

3 Legge delle proporzioni definite quando due o più elementi reagiscono, per formare un determinato composto, si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti Secondo Proust, "...un composto è un prodotto privilegiato al quale la natura ha dato una composizione costante". Esempio: carbonato di rame, CuCO3, naturale o preparato in laboratorio, contiene rame, carbonio e ossigeno sempre nelle stesse proporzioni. 3

4 La teoria atomica di Dalton la materia è formata da piccolissime particelle indivisibili e indistruttibili (gli atomi) che non possono essere né create né distrutte gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli, dando così origine a composti 4

5 Legge delle proporzioni definite In un dato composto, gli elementi che lo costituiscono sono sempre combinati nelle stesse proporzioni in peso, indipendentemente dall origine e dal metodo di preparazione. H + Cl HCl 5

6 Legge proporzioni multiple Se due elementi formano più di un composto, i vari pesi di uno di essi che si combinano con lo stesso peso dell altro stanno nel rapporto di numeri interi piccoli. N2O, NO, NO2 16 grammi di ossigeno si combinano rispettivamente con 28, 14, 7 grammi di azoto. Rapporto 4 : 2 :1 6

7 Problema per i chimici dell 800: come determinare i pesi atomici e le formule molecolari simultaneamente Gay-Lussac (1808) i volumi delle sostanze che si combinano (P,T costanti) stanno tra loro in rapporto di numeri interi semplici. NH3 (g) + H2CO3 (aq) NH4HCO3(aq) 2 NH3 (g) + H2CO3 (aq) (NH4)2CO3(aq) Rapporto 1:2 (valida la legge delle proporzioni multiple) 7

8 Avogadro Intuizione: gli atomi in fase gassosa possono essere molecole biatomiche! azoto + ossigeno ossido di azoto 1 volume + 1 volume 2 volumi n molecole + n molecole 2n molecole N2 + O2 2NO 2H2 + O2 2 H2O 8

9 Cannizzaro (1858) Ogni molecola contiene un numero intero di atomi di ogni elemento. Ax By Cz HClO HClO2 HClO3 HClO4 9

10 facendo uso del principio di Avogadro nelle stesse condizioni di pressione e temperatura volumi uguali di gas contengono lo stesso numero di molecole, le masse di questi volumi devono stare tra loro come le masse delle molecole, ovvero come i pesi molecolari. Con questo insieme di pesi molecolari relativi, Cannizzaro definì che il peso molecolare dell idrogeno doveva essere 2 e fissò i valori dei pesi molecolari assoluti degli altri elementi. Il riferimento attuale è il peso del 12C che è definito esattamente

11 Elettroni, protoni e neutroni Gli atomi, quindi tutta la materia, sono formati da tre particelle fondamentali: gli elettroni, i protoni ed i neutroni. Le masse del protone e del neutrone sono quasi uguali, mentre la massa dell elettrone è molto più piccola. La carica del neutrone è nulla. La carica dell elettrone è uguale a quella del protone, ma di segno contrario. 11

12 Struttura dell atomo L atomo è soprattutto spazio vuoto! La figura non è in scala: se il nucleo fosse di queste dimensioni la nube elettronica si estenderebbe per 200m! 12

13 Proprietà delle particelle atomiche 13

14 Numero Atomico Z La carica netta di un atomo è zero, quindi il numero di protoni e di elettroni è uguale. Il numero atomico Z di un elemento è definito come il numero di protoni presenti nel nucleo. 14

15 Numero di massa A Il numero di massa A è pari alla somma delle masse di tutti i protoni e neutroni presenti in un atomo Quando di un elemento si vuole specificare il numero di massa, lo si scrive in alto (in posizione apice), a sinistra del simbolo chimico A Z X simbolo elemento 15

16 Esempio Qual'è numero di massa di un atomo di fosforo con 16 neutroni? Se l'atomo ha una massa effettiva di u, qual'è la sua massa in grammi? Qual'è la massa dell'atomo di fosforo relativamente a quella del carbonio con numero di massa 12? 16

17 Gli atomi di P hanno 15 protoni (ricavabile da numero atomico Z); quindi posso ricavare il numero di massa pari a protoni + neutroni: (15+16)= 31 La massa dell'atomo in grammi si ottiene usando il fattore di conversione 1u = x g massa31p=( u) x ( g/u)= x g La massa rispetto al carbonio sarà / = ovvero l'atomo di fosforo-31 è volte più pesante del carbonio

18 Elementi Ioni ed Isotopi Ad ogni numero atomico corrisponde un diverso elemento chimico. In un atomo neutro il numero atomico è pari anche al numero di elettroni; in caso contrario l'atomo è detto ione. Atomi aventi stesso numero atomico ma diverso numero di neutroni (quindi diverso numero di massa A) sono detti isotopi. 18

19 Abbondanza Isotopica % (Numero atomi di un isotopo) (Numero totale atomi di tutti isotopi dell'elemento) 19

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21 Peso Atomico Da dati sperimentali risulta evidente che ogni elemento ha una sua massa e che questa è relativa agli altri elementi. In base a questo è possibile definire una scala relativa delle masse atomiche. Viene introdotta una scala di pesi atomici relativi basati sull unità di massa atomica (uma) che è chiamata anche peso atomico. 21

22 uma l unità di massa atomica viene definita come 1/12 esatto della massa di un particolare atomo di carbonio, chiamato carbonio-12 In questa scala, il peso atomico dell idrogeno è uma, quello del sodio uma. 22

23 Peso atomico e abbondanza isotopica La massa atomica di un elemento è sempre più vicino alla massa dell'isotopo più abbondante. Peso Atomico = [(abbondanza% dell'isotopo1)/100] x (massa isotopo1)+ [(abbondanza% dell'isotopo2)/100] x (massa isotopo2)

24 Esempio Il bromo ha 2 isotopi : uno con massa u e abbondanza 50.69%, l'altro di massa u con abbondanza 49.31%. Calcola peso atomico del bromo. Peso atomico del bromo = [(50.69/100) x ] + [(49.31/100) x ] =

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26 Tavola Periodica degli elementi La tavola periodica degli elementi è lo schema con il quale vengono ordinati gli elementi sulla base del loro numero atomico Z. 26

27 Tavola periodica di Mendeleev Ideata dal chimico russo Dimitrij Mendeleev nel 1869, contemporaneamente ed indipendentemente dal chimico tedesco J. L. Meyer, inizialmente contava numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che sarebbero stati scoperti in futuro, alcuni nella seconda metà del Si basava sui pesi atomici, poichè il concetto di numero atomico divenne chiaro solo agli inizi del XX secolo. 27

28 Gruppi e Periodi 28

29 Gruppi Ogni gruppo (colonna) della tabella comprende gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica esterna: all'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche chimiche simili 29

30 I e II Gruppo: metalli alcalini e alcalinoterrosi 30

31 Gruppo 4 Carbonio (in basso) Silicio (centro a sin) Stagno (centro dx) Piombo (in alto) 31

32 Gruppo 5 N e P non metalli As e Sb semimetalli Bi metallo 32

33 Gruppo 7 Cloro (gassoso, a sin); bromo (liquido, al centro); iodio (solido, a dx) 33

34 Periodi Ogni periodo (riga) della tabella inizia con un elemento il cui atomo ha come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s, e procedendo verso gli atomi successivi nel periodo, il numero atomico Z aumenta di una unità ad ogni passaggio. 34

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36 Regioni Metalli: solidi, duttili malleabili, conduttori di calore ed elettricità Metalloidi: ambiguità di comportamento Non metalli: solidi gassosi o liquidi, non Metalli conduttori (eccezione per carbonio-grafite) Metalli di Metalloidi transizione 36 Non metalli

37 Metalli: filo di molibdeno, oggetto in bismuto, grani di rame Non metalli: Bromo liquido, iodio solido Metalloidi: silicio 37

38 Le Molecole La molecola è la parte più piccola di un elemento o di un composto che può esistere libera e stabile in natura Modelli in scala approssimativa delle molecole diatomiche 38

39 Modello Molecole Molecole di fosforo bianco P4 Molecole di zolfo rombicos8 39

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41 Le Formule Chimiche La formula chimica di una sostanza descrive la sua composizione chimica Riporta il tipo di atomo e il numero di essi presenti AxByCz 41

42 Formule Molecolari e Formule di Struttura La formula molecolare fornisce il numero di atomi di ciascun tipo all interno della molecola. La formula di struttura evidenzia la connessione tra gli atomi. I trattini che uniscono i simboli degli atomi rappresentano i legami chimici. I legami sono forze che uniscono gli atomi a distanze e angoli caratteristici. 42

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44 Formule e modelli strutturali Ball-and-stick mette in evidenza la struttura 3D e i legami delle molecole, con sfere di colore diverso per i diversi atomi; Space-filling mostra le dimensioni relative di atomi e la forma della molecola. 44

45 Il metano CH4 45

46 I Composti Ionici Alcuni composti come NaCl sono formati da un raggruppamento di ioni. Ioni sono atomi o gruppi di atomi con carica elettrica Cationi, ioni positivi, da atomi che tendono a cedere e-( es. Na+) Anioni, ioni negativi, da atomi che tendono ad acquisire e-(es. Cl-) 46

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48 Catione o anione? Un atomo di un elemento formerà preferenzialmente un catione o un anione? I metalli generalmente cedono elettroni formando cationi I non metalli frequentemente acquistano uno o più elettroni dando origine agli anioni 48

49 Ioni + Li Li +e - e +F F

50 Ioni monoatomici- Metalli I metalli dei Gruppi 1A-3A formano ioni positivi con carica pari al gruppo di appartenenza Gruppo 1A Na -1e- Na+ Gruppo 2A Ca -2e- Ca2+ 3+ Gruppo 3A Al -3e Al I metalli di transizione formano cationi, ma il comportamento non è facilmente prevedibile. 50

51 Ioni monoatomici-non metalli I non metalli formano spesso ioni con carica negativa pari al (n del gruppo-8) 5A N(7p 7e-) 6A S(16p 16e ) 7A Br(35p 35e-) +3e- N3-(7p 10e-) 2+2e S (p 16 18e ) +1e- Br-(35p 36e-) 51

52 Cariche di cationi e anioni monoatomici 52

53 Ioni Poliatomici Gli ioni poliatomici sono costituiti da 2 o più atomi e l'insieme possiede carica elettrica NH4+, catione ammonio CO 23, anione carbonato 53

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55 Esercizio Scrivere gli ioni presenti in: Li2CO3 Fe2(SO)4 CaCl2 Ca3(PO4)2 Scrivere la formula di : anione floruro, nitrato, solfuro 55

56 Nomi dei composti ionici Nella formula il catione precede l'anione Nella lettura l'anione è seguito dalla specificazione del catione CaBr2 bromuro di calcio 56

57 Alcuni Composti Ionici 57

58 Proprietà dei composti ionici + - Legge di Coulomb : Fattraz= K (n e)(n e) 2 d In base alla legge di Coulomb la forza di attrazione tra ioni con carica opposta aumenta con L'aumento di carica dello ione La diminuzione di distanza tra ioni 58

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60 Proprietà strutturali La struttura reticolare propria dei composti ionici è responsabile di: Stato solido Durezza 60

61 Fratture nei solidi ionici Un colpo sul cristallo avvicina ioni di carica uguale: la repulsione causa la rottura del cristallo. 61

62 Composti Molecolari Sebbene molte sostanze abbiano una formula chimica associata, non sempre tali sostanza sono costituite da molecole. saccarosio Molte sostanze comuni sono composte da molecole (l'acqua, lo zucchero da tavola, i gas che costituiscono l'aria), mentre altre sostanze altrettanto comuni non lo sono (il sale è un composto ionico, per esempio). 62

63 Composti molecolari binari (2 elementi) Molti composti molecolari binari sono combinazione tra elementi dei gruppi 4A7A,o tra questi e l'idrogeno. La formula è scritta elencando gli elementi in ordine crescente Nella pronuncia viene prima l'elemento maggioritario con il giusto prefisso NF3 trifloruro d'azoto 63

64 Nomenclatura composti non ionici Scrivere la formula di Biossido di carbonio Dicloruro di zolfo Trifluorurodi boro Triossido di fosforo 64