Massa atomica. Unità di massa atomica: 1/12 della massa del 12 C

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1 Massa atomica Unità di massa atomica: 1/12 della massa del 12 C Il peso atomico, o più correttamente la massa atomica dei vari elementi si riporta sotto forma di una media ponderata tra i vari isotopi dell elemento dato Esempio: Il cloro è presente in natura come isotopo 35 Cl, la cui massa è 34,969 uma, e come isotopo 37 Cl (massa= 36,966 uma). Il primo isotopo rappresenta il 75,53% del cloro totale. 75,53 * 34, ,47*36, ,46 uma 1

2 Composti Formula molecolare: indica il tipo ed il numero effettivo di atomi presenti in una molecola. La molecola è una combinazione di atomi intimamente legati tra loro. H 2, NH 3, C 2 etc. Formula empirica: indica semplicemente il numero relativo degli atomi di ciascun elemento presenti in un composto. Esempio: cloruro di sodio NaCl. Il cloruro di sodio non è una molecola ma un solido ionico. Solido ionico generico NaCl, KCl, NH 4 Cl, Na 2 S 4 etc. 2

3 Composti Massa formula: la somma delle masse atomiche degli elementi presenti nella formula medesima. Nel caso si abbiano dei coefficienti nella formula, essi devono essere considerati. Na 2 S 4 : Massa formula = (2 x 22,99) + 32,06 + (4 x 15,99) = 142,0 uma Massa molecolare: corrisponde alla massa formula, nel caso in cui la formula chimica della sostanza coincida con la formula molecolare H 2 : Peso molecolare = (2 x 1,01) + 15,99 = 18,01 uma 3

4 La mole La quantità di una data sostanza, in grammi, che contiene 6,02 X particelle (atomi, molecole o ioni) costituenti la sostanza stessa. 1 mol di atomi C 6,02 x atomi 1 mol di H 2 6,02 x molecole di H 2 1 mol di NaCl 6,02 x ioni Na + e altrettanti ioni Cl - 4

5 La mole Corollario: una mole di sostanza ha una massa in grammi numericamente pari alla sua massa formula. Quindi Se abbiamo il quantitativo, in grammi, di una determinata sostanza, possiamo calcolare il corrispondente numero di moli dalla equazione: Numero di moli = Peso in grammi della sostanza Peso di una mole 5

6 Equazioni chimiche C 8 H combustione C 2 + H 2 bilanciamento 2 C 8 H C H 2 6

7 Il legame chimico Legame ionico Legame covalente Legame metallico Valenza: la misura della capacità di ciascun elemento di formare legami chimici 7

8 H Notazione a punti di Lewis He Li Be B C N F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Gli elettroni del livello più esterno vengono rappresentati con dei punti. Generalmente, una molecola stabile si ottiene quando tutti gli atomi che la compongono raggiungono una configurazione elettronica esterna identica a quella di un gas nobile 8

9 Il legame ionico Na Cl Na + Cl Solido ionico Si instaura fra elementi aventi l uno bassa energia di ionizzazione e l altro elevata affinità elettronica (in valore assoluto) 9

10 Il legame ionico Valenza ionica: il numero di elettroni che un atomo cede o acquista nella formazione di un composto. Esempi di solidi ionici: NaCl, CsCl, CaCl 2, MgCl 2, Na 2, Fe 2 3 H He Li Be B C N F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re s Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 10

11 Solidi ionici: esempi MgCl 2 Mg Cl Mg + 2 Cl Cloruro di magnesio [Ne] [Ar] Ca Ca 2+ + Ca ssido di calcio [Ar] [Ne] 11

12 Il legame covalente Gran parte delle sostanze presenti in natura si trovano allo stato liquido o gassoso, e non hanno quindi le caratteristiche dei solidi ionici. Lewis ipotizzò che gli atomi presenti in molti composti potessero conseguire la configurazione elettronica tipo gas nobile condividendo gli elettroni con altri atomi. H Cl Molecola di acido cloridrico Molecola d acqua 12

13 Legami multipli Due atomi possono condividere più di una coppia di elettroni. Si parla in questo caso di legame doppio o triplo H H H N 150 pm N H N 110 pm N idrazina azoto 13

14 Strutture di Lewis: regole Sommare tutti gli elettroni di valenza. Se si tratta di uno ione, si dovrà aggiungere un elettrone per ogni carica negativa, o sottrarre un elettrone per ogni carica positiva. Individuare l atomo centrale (dettato dalla logica e dall esperienza). Tracciare legami semplici tra gli atomi e assegnare le coppie di elettroni non condivise in modo tale da costruire un ottetto per ogni atomo (tranne per H). Se necessario, costruire doppi o tripli legami. Per elementi come il boro e per gli elementi dal terzo periodo in poi, ci possono essere eccezioni alla regola dell ottetto (e.g. nei composti del fosforo, dello zolfo, degli alogeni Cl, Br, I, etc.). Individuare la carica formale su ogni atomo. E necessario costruire la formula di struttura avente la minima quantità di cariche formali diverse da zero. Carica formale = n elettroni di valenza n elettroni assegnati nella struttura 14

15 Forme risonanti A volte, una singola struttura di Lewis non è sufficiente a rappresentare correttamente una molecola. La rappresentazione corretta della molecola stessa (o dello ione) può essere un ibrido di risonanza di più strutture A B La struttura corretta è A o B? 15

16 Forme risonanti A volte, una singola struttura di Lewis non è sufficiente a rappresentare correttamente una molecola. La rappresentazione corretta della molecola stessa (o dello ione) può essere un ibrido di risonanza di più strutture La struttura corretta, cioè quella determinata sperimentalmente, non è né A né B, ma un ibrido tra A e B 16

17 Scrivere le seguenti formule di struttura: CH 4 C 2 HCl HCN KCN C 2-3 Sommare tutti gli elettroni di valenza. Se si tratta di uno ione, si dovrà aggiungere un elettrone per ogni carica negativa, o sottrarre un elettrone per ogni carica positiva. Individuare l atomo centrale (dettato dalla logica e dall esperienza). Tracciare legami semplici tra gli atomi e assegnare le coppie di elettroni non condivise in modo tale da costruire un ottetto per ogni atomo (tranne per H). Se necessario, costruire doppi o tripli legami. Per elementi come il boro e per gli elementi dal terzo periodo in poi, ci possono essere eccezioni alla regola dell ottetto (e.g. nei composti del fosforo, dello zolfo, degli alogeni Cl, Br, I, etc.). Individuare la carica formale su ogni atomo. E necessario costruire la formula di struttura avente la minima quantità di cariche formali diverse da zero. 17

18 Polarità dei legami: elettronegatività L attitudine di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni responsabili del legame chimico si dice elettronegatività. Essa è associata all affinità elettronica e all energia di ionizzazione dell elemento stesso. Legame covalente A + A A A δ + δ - Legame covalente A + B A B polarizzato 18

19 Scala di elettronegatività secondo Pauling H 2.2 Li Be B C N F 1.0 Na Mg Al Si P S Cl Br 3.0 I

20 Legame covalente o legame ionico? Elementi aventi forti differenze di elettronegatività (valore indicativo =1.7) formano in genere composti caratterizzati da legami ionici. Viceversa, quando le differenze di elettronegatività non sono marcate (esempio, combinazione di ossigeno con non metalli come C, N o con alogeni) si assiste alla formazione di legami covalenti. CsBr Legame ionico C 2 Legami covalenti 20

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