Corso di CHIMICA INORGANICA

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1 Corso di CHIMICA INORGANICA Lezione Seconda La teoria atomica La massa atomica e il concetto di Isotopi Dentro l atomo, le particelle subatomiche La Tavola Periodica degli Elementi

2 2 Gli atomi di un certo elemento mostrano proprietà comuni Durante la prima lezione abbiamo affermato che la materia è costituita da atomi; ora approfondiamo questo argomento Il concetto di atomo fu formulato circa 2500 anni fa e non ha avuto alcuna ricaduta scientifica fino alla formulazione di due importanti leggi: la legge della conservazione della massa la legge delle proporzioni definite. Queste leggi riassumono i risultati ottenuti da osservazioni sperimentali compiute da parecchi scienziati nel diciottesimo secolo e nella prima parte del diciannovesimo secolo. 2 2

3 2.1 Leggi fondamentali della Chimica Legge della conservazione della massa: nelle reazioni chimiche non si osserva né acquisto né perdita di massa; la massa si conserva. Vuol dire che in una reazione chimica, ad esempio: A + B AB la massa di A più la massa di B devono essere uguali alla massa di AB Questo deve valere per tutte le reazioni chimiche Legge delle proporzioni definite e costanti: in un dato composto chimico, gli elementi si trovano sempre combinati nello stesso rapporto di massa. Vuol dire che, considerando ad esempio il composto CuS Cu (Rame) S (Zolfo) 2grammi 1gr 4gr 2gr 1gr 0,5gr Rapporto tra atomi 1 : 1 Rapporto tra masse 2 : 1 3 3

4 Legge delle proporzioni multiple: quando due elementi formano più di un composto, le diverse masse di uno che si combinano con la medesima massa dell'altro sono in un rapporto di numeri piccoli interi. Esempio: ogni molecola di entrambi i composti ha un atomo di zolfo, quindi la stessa massa si zolfo. Diverso è il numero di atomi di ossigeno, quindi il rapporto tra le masse e tra gli atomi di ossigeno è 3:2 4 4

5 2.2 La Teoria atomica di Dalton Le leggi della conservazione della massa e delle proporzioni definite forniscono la base teorica per la teoria atomica. La teoria atomica di Dalton: La materia è costituita da minuscole particelle chiamate atomi. Gli atomi sono indivisibili, nelle reazioni chimiche essi si trasformano ma non si rompono in frazioni più piccole. Tutti gli atomi di un elemento puro sono identici tra loro sia per la massa sia per le altre proprietà. Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà diverse. Gli atomi che costituiscono i composti sono sempre combinati in un rapporto numerico definito. 5 5

6 2.3 Il concetto di Massa Atomica In base alla teoria di Dalton gli atomi di un elemento hanno una massa atomica costante**. ** Per quanto microscopico possa essere un atomo, esso ha sempre e comunque una massa Per esempio, per qualsiasi campione di fluoruro di idrogeno (HF): rapporto tra atomi F-H: 1 a 1 rapporto di massa: 19,0 a 1,00 Ciò è vero perché l atomo di fluoro è 19,0 volte più pesante di quello di idrogeno. Quando parliamo della massa degli atomi ci riferiamo: non alla loro massa reale e assoluta (che è infinitesimamente piccola 0, ) ma alle loro masse relative, cioè quanto un atomo è più grande o più piccolo di un altro atomo. Ovviamente per fare questo ci occorre la massa di un atomo da prendere come riferimento e a cui dare il valore unitario (valore = 1 u) 6 6

7 In realtà quasi tutti gli elementi si trovano in natura come miscele uniformi di due o più tipi di atomi con masse leggermente differenti. Gli atomi dello stesso elemento con masse differenti vengono chiamati isotopi. Tutti gli isotopi di un certo elemento possiedono stesse proprietà chimiche. I rapporti relativi tra isotopi diversi dello stesso elemento sono costanti. Isotopi dei primi 15 elementi Isotopi dell Idrogeno 7 7

8 Una scala uniforme della masse atomiche relative richiede quindi una massa di riferimento. Per l unità di massa atomica (simbolo u) il riferimento è l atomo di carbonio (isotopo12): 1 atomo di carbonio (isotopo12) = 12 u (esatte) 1 u = 1/12 della massa di un atomo di carbonio (isotopo12) (In base a questa definizione, l atomo più leggero è l atomo di idrogeno con massa di circa 1u, circa uguale alla dodicesima parte della massa del Carbonio(isotopo 12)) Esempio: Il cloro è presente in natura come miscela di due isotopi. In ogni campione di questo elemento, il 75,77 % degli atomi è rappresentato da 35Cl e il 24,23 % da 37Cl. La misura accurata della massa atomica del cloro dà 34,9689 u per 35Cl e 36,9659 u per 37Cl. La massa atomica media del cloro risulta pertanto: 8 8

9 Le masse atomiche relative di tutti gli elementi possono essere agevolmente trovate sulla Tavola Periodica Masse atomiche relative degli elementi chimici 9 9

10 2.4 Gli atomi sono costituiti da particelle più piccole (particelle subatomiche) Tra la fine dell Ottocento e l inizio del Novecento una serie di esperimenti dimostrò che l atomo è costituito da particelle subatomiche. Le principali particelle subatomiche sono: protoni: hanno una carica positiva e si trovano nel nucleo neutroni: non hanno carica, si trovano nel nucleo elettroni: hanno una carica negativa, si trovano al di fuori del nucleo (la massa di un elettrone è circa 2000 volte più piccola di quella di protoni e neutroni) L atomo è quindi costituito da: una parte centrale piena (nucleo) con carica positiva (protoni + neutroni); una parte esterna semivuota con carica negativa (elettroni)10 10

11 I PROTONI NON SI TOCCANO, SE CAMBIA IL NUMERO DI PROTONI CAMBIA L ELEMENTO CHIMICO b) Gli isotopi hanno invece diverso numero di massa (A), perché pur restando costante il numero di protoni varia il numero di neutroni numero atomico, Z = numero di protoni numero di massa, A = (numero di protoni) +(numero di neutroni) c) Un atomo allo stato naturale è un atomo neutro, dove cioè il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni

12 Numero Atomico = numero di PROTONI Numero di Massa = PROTONI + NEUTRONI ISOTOPI con relativa abbondanza % in natura Esempio 1: carbonio (isotopo-13) numero dei protoni = 6 ( = numero degli elettroni) numero dei neutroni = 7 numero atomico (Z) = 6 numero di massa (A) = = 13 simbolo chimico = C Esempio 2: uranio (isotopo-235) numero dei protoni = 92 ( = numero degli elettroni) numero dei neutroni = 143 numero atomico (Z) = 92 numero di massa (A) = = 235 simbolo chimico = U 12 12

13 Riassumendo: ALL INTERNO DEL NUCLEO SI TROVANO LE SEGUENTI PARTICELLE SUBATOMICHE PROTONI: --- nel nucleo --- carica positiva --- il loro numero indica il tipo di elemento --- il loro numero è Z (numero atomico) NEUTRONI: --- nel nucleo --- nessuna carica --- il loro numero può essere variabile (ISOTOPI) --- definiscono numero A (numero di massa = protoni + neutroni) ELETTRONI: --- esterni al nucleo --- carica negativa ELFO-2012/ in numero uguale aichimica_lezione-2 protoni 13 13

14 2.5 La tavola periodica è utilizzata per organizzare e correlare le proprietà diverse degli elementi chimici La tavola periodica riassume le proprietà chimiche e fisiche degli elementi. Nella moderna tavola periodica gli elementi sono disposti secondo un ordine crescente di numero atomico: (cioè secondo numero crescente di protoni) gli elementi sono disposti in righe chiamati periodi le colonne verticali sono chiamate gruppi o famiglie 14 14

15 Tavola periodica moderna 15 15

16 Terminologia della tavola periodica moderna Gruppi A = elementi rappresentativi o elementi dei gruppi principali (i principali elementi chimici) I A = metalli alcalini II A = metalli alcalino-terrosi IV A = VA = VI A = VII A = alogeni VIII = gas nobili (IDROGENO SODIO POTASSIO) (MAGNESIO CALCIO) (CARBONIO SILICIO) (AZOTO FOSFORO) (OSSIGENO ZOLFO) (FLUORO CLORO) (ELIO NEON ARGO) Gruppi B = elementi di transizione (molti dei principali metalli, possono realizzare numerosi legami) (FERRO CROMO ZINCO ARGENTO ORO) 16 16

17 Tavola periodica e carattere metallico degli elementi Metalli Sono lucenti Possono essere lavorati, in lamine sottili (malleabilità) o in fili (duttilità) Solidi a temperatura ambiente (tranne Hg), conducono la corrente elettrica Non-metalli Non presentano le proprietà dei metalli Reagiscono con i metalli per formare composti (ionici) Metalloidi Hanno proprietà intermedie tra quelle dei metalli e quelle dei non-metalli 17 17

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