Capitolo 2 Gli atomi, le molecole e gli ioni

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1 John C. Kotz Paul M. Treichel John Townsend Atomi, Molecole, & Ioni 2 Capitolo 2 Gli atomi, le molecole e gli ioni Versione italiana a cura di Giaime Marongiu e Guido Ennas Università di Cagliari John C. Kotz State University of New York, College at Oneonta L Atomo Un atomo consiste di un nucleo (protoni e neutroni) elettroni nello spazio intorno al nucleo. Figura 2.1 L atomo è la particella più piccola di un elemento che possiede tutte le caratteristiche chimiche dell elemento Atomi di rame (Cu) depositati su una superficie di silice (SiO 2 ) Dimensione laterale = 1.8 nanometri (1.8 x 10-9 m) 1 Å = m ; 10 Å = 10-9 m = 1 nm Ångstrøm nanometro COMPOSIZIONE ATOMICA Protoni carica elettrica + massa = g massa relativa = u Elettroni carica elettrica - massa relativa = u Neutroni nessuna carica elettrica massa relativa = u COMPOSIZIONE ATOMICA L atomo è quasi tutto spazio vuoto protoni e neutroni nel nucleo. Click movie to play Il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. Gli elettroni si trovano nello spazio intorno al nucleo. atomo Å (Stadio) nucleo 10-5 Å 1 (Formica) 6

2 Figura 1 pag. 343 Esperimento di Thomson Derminazione del rapporto carica/massa e/m Figura 5 Pag.345 Esperimento di Millikan Determinazione della carica dell elettrone La concezione moderna dell atomo fu sviluppata da Ernest Rutherford ( ). 1937). Numero Atomico, Z Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo, Z 13 Numero Atomico Al simbolo dell atomo Massa (Peso) atomico Figura 4 Pag. 345 Massa Atomica (peso atomico) Definisce la massa di un atomo di un elemento rispetto ad un atomo di un altro elemento. Oppure la massa di 1000 atomi di un elemento rispetto a 1000 atomi di un altro. Ad esempio, un atomo di O è circa 16 volte più pesante di un atomo di H. Occorre definire un elemento come standard rispetto al quale vengono misurati tutti gli altri Numero di Massa, A Lo standard di massa è l atomo di C con 6 protoni e 6 neutroni. Lo standard equivale a 12 unità di massa atomica Numero di Massa (A) = n protoni + n neutroni Un atomo di boro può avere: A = 5 p + 5 n = 10 u A Z 10 B 5

3 Isotopi Atomi dello stesso elemento (stesso Z) ma aventi diverso numero di massa (A). Boro-10 ( 10 B) ha 5 p e 5 n Boro-11 ( 11 B) ha 5 p e 6 n 11 B Isotopi Atomi dello stesso elemento (stesso Z) ma aventi diverso numero di massa (A). PROZIO DEUTERIO TRIZIO 1 1 H 1 2 H 1 3 H 10 B 1 1 H 2 1 H Isotopi dell idrogeno L idrogeno ha 3 isotopi 1 protone e 0 neutroni, prozio 1 protone e 1 neutrone, deuterio 3 1 H 1 protone e 2 neutroni, trizio radioattivo 15 Idrogeno: 1 1H, prozio 2 1H, deuterio 3 1H, trizio (radioattivo) Elio, 4 2He Litio, 6 3Li e 7 3Li Boro, 10 5B e 11 5B Isotopi Ferro Fe, abbondanza 5.82% 56 26Fe, abbondanza 91.66% Fe, abbondanza 2.19% 26Fe, abbondanza 0.33% Isotopi Come conseguenza dell esistenza degli isotopi, la massa di un insieme di atomi ha un valore medio. Massa media = MASSA ATOMICA ESEMPIO: Il Boro è 20% 10 B e 80% 11 B. Ovvero, il 11 B ha una abbondanza terrestre pari all 80 percento. 11 B 10 B Per calcolare la massa atomica del boro: 0.20 (10 u) (11 u) = 10.8 u Isotopi & Massa Atomica-Riepilogo Numero di Massa (A) = # protoni + # neutroni Isotopi stesso numero di protoni, diverso numero di neutroni A causa dell esistenza degli isotopi, la massa di un insieme di atomi ha un valore medio. ESEMPI: 6 Li = 7.5% abbondanza e 7 Li = 92.5% 28 Massa Atomica del Li = 28 Si = 92.23%, 29 Si = 4.67%, 30 Si = 3.10% Massa Atomica del Si =

4 La Tavola Periodica La tavola periodica moderna è stata ideata da Dmitri Mendeleev. Egli ipotizzò che le proprietà degli elementi fossero funzioni periodiche dei loro pesi atomici. Adesso sappiamo che le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche dei loro NUMERI ATOMICI. I Periodi nella Tavola Periodica I Gruppi nella Tavola Periodica Regioni della Tavola Periodica Abbondanza degli elementi 24 C O Al Si Fe

5 Figura 2.2 Figura 2.2 Idrogeno Gruppo 1A: Metalli Alcalini Li, Na, K, Rb, Cs I motori degli shuttles usano H 2 ed O 2 Reazione K+ H 2 O Tagliando sodio metallico.. Figura 2.6 Gruppo 2A: Metalli Alcalino-Terrosi Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Carbonato di Calcio CalcareCalcare Magnesio Ossido di Magnesio La via Appia L Anfiteatro Romano

6 Group 3A: B, Al, Ga, In, Tl Cu Al 31 Gemme & Minerali Zaffiro: Al 2 O 3 con impurezze: di Fe 3+ o Ti 3+ blu di V 3+ viola. Rubino: Al 2 O 3 con impurezze di Cr 3+ Al resiste alla corrosione (qui in acido nitrico). Il gallio è uno dei pochi metalli che possono esistere allo stato liquido a temp. ambiente Gruppo 4A: C, Si, Ge, Sn, Pb Quarzo, SiO 2 Diamante Figura 2.7 Allotropi del carbonio Guppo 5A: N, P, As, Sb, Bi 35 Fosforo Click movie to play Il Fosforo è stato isolato per la prima volta da Brandt nell urina nel 1669 Ammoniaca, NH 3 Fosforo bianco e rosso

7 Gruppo 6A: O, S, Se, Te, Po 37 Gruppo 7A: Alogeni F, Cl, Br, I, At 38 Acido solforico che gocciola dalle pareti di una grotta in Messico Lo zolfo elementale ha una struttura ad anello. Gruppo 8A: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Elementi di Transizione He più leggero dell aria Luci al Neon XeOF 4 Lantanidi e Attinidi All aria il Fe si trasforma in ossido di ferro (III) I Colori dei composti dei Metalli di Transizione Molecole, ioni & i loro composti 42 NaCl, sale Click movie to play Etanolo, C 2 H 6 O Ferro Cobalto Nickel Rame Zinco Fullerene, C 60

8 ELEMENTO:MATERIA COSTITUITA DA ATOMI DELLO STESSO TIPO COMPOSTO:MATERIA COSTITUITA DA 2 O PIU' ELEMENTI IN PROPORZIONE DEFINITA IONICO MOLECOLARE COSTITUITO DA IONI COSTITUITO DA MOLECOLE DI CARICA OPPOSTA IONE= ATOMO o INSIEME DISCRETO e DEFINITO DI ATOMI LEGATI ELETTRICAMENTE CARICO MOLECOLA= INSIEME DISCRETO e DEFINITO DI ATOMI LEGATI ELETTRICAMENTE NEUTRA Composti e Molecole I COMPOSTI sono la combinazione di 2 o più elementi in rapporti definiti di massa. Il carattere individuale di ciascun elemento viene perso nella formazione di un composto. Le MOLECOLE sono la più piccola unità di un composto che conserva tutte le caratteristiche del composto. I composti molecolari sono generalmente costituiti da due o più nonmetalli. Etanolo, C 2 H 6 O LEGGE DELLE PROPORZIONI DEFINITE: in un dato composto chimico gli elementi sono sempre combinati nello stesso rapporto di massa [Proust, ] LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE (dalla teoria atomica di Dalton): quando 2 elementi formano più composti, le diverse masse di uno che si combinano con la medesima massa dell altro sono in un rapporto di numeri piccoli interi. [Dalton, ] FORMULE MOLECOLARI La formula della glicina è C 2 H 5 NO 2 In una molecola ci sono: 2 atomi C 5 atomi H 1 atomo N 2 atomi O COME SCRIVERE LE FORMULE Per indicare il concatenamento degli atomi Possiamo scrivere la formula della glicina come NH 2 CH 2 COOH o nella forma di una formula di struttura MODELLI MOLECOLARI H H O H N C C O H H Rappresentazione grafica della glicina H H O H N C H C O H Sfere e bastoncini Riempimento spaziale

9 ELEMENTI CHE ESISTONO COME MOLECOLE BIATOMICHE ELEMENTI CHE ESISTONO COME MOLECOLE POLIATOMICHE Fosforo bianco P 4 Molecole di zolfo S 8 Figura 2.9 Fosforo rosso polimerico IONI e COMPOSTI IONICI IONI sono atomi o gruppi di atomi con carica positiva o negativa. Rimuovendo un elettrone da un atomo si ottiene un CATIONE con carica positiva Aggiungendo un elettrone ad un atomo si forma un ANIONE con carica negativa. La Formazione di Cationi & Anioni Un CATIONE si forma quando un atomo perde uno o più elettroni. Un ANIONE si forma quando un atomo acquista uno o più elettroni 52 Mg Mg e- F + e- F - La Formazione di Cationi ed Anioni PREVEDERE LA CARICA DEGLI IONI In generale: I metalli (Mg) perdono elettroni I nonmetalli (F) acquistano elettroni cationi anioni Figura 2.17

10 Carica di Ioni Comuni Previsione della Carica di Ioni Monoatomici Perdendo o acquistando e -, un atomo ha lo stesso numero di e - dell atomo del gruppo 8A più vicino. Figura 2.18 METALLI M M n + + n e- dove n = numero del gruppo Na + ione sodio Mg 2+ ione magnesio Al 3+ ione alluminio NONMETALLI NONMETALLO + n e- X n- dove n = 8 numero del Gruppo Gruppo 4A Gruppo 5A Gruppo 6A Gruppo 7A C 4 -,carburo N 3 -, nitruro O 2 -, ossido F -, fluoruro S 2 -, solfuro Cl -, cloruro Metallo di Transizione M più frequente Fe ione ferro(ii) Fe ione ferro(iii) Il nome si ottiene aggiungendo -uro alla radice, escluso O 2 -, ossido Br -, bromuro I -, ioduro IONI POLIATOMICI GRUPPI DI ATOMI DOTATI DI CARICA NH + 4 Ione ammonio Uno dei pochi cationi poliatomici comuni NO - 3 Nitrato NO - 2 Nitrito

11 CO 2-3 carbonato HNO 3 acido nitrico NO - 3 ione nitrato HCO - 3 (bicarbonato) idrogenocarbonato SO 2-4 solfato PO 3-4 Fosfato SO 2-3 solfito CH 3 COO - acetato COMPOSTI IONICI COMPOSTO IONICO : CATIONE + ANIONE Tab. 2.4 MEMORIZZARE i nomi e le formule! NaCl : Na + + Cl - generalmente coinvolgono un metallo ed un nonmetallo Un composto contiene un ugual n di cariche + & -

12 cloruro di ammonio NH 4 + Cl - FORMULA DEI COMPOSTI IONICI Si scrive prima il catione, poi l anione Affinchè sia preservata l elettroneutralità del composto gli ioni A m+ e B n - devono essere in rapporto A n B m Ca F - : CaF 2 fluoruro di calcio Mg NO 3- : Mg(NO 3 ) 2 Nitrato di magnesio Formula minima: NH 4 Cl N.B.: la formula del composto viene letta facendo precedere il nome del catione da quello dell anione PROCEDURA GENERALE: SCRIVERE IL CATIONE E L ANIONE CHE COSTITUISCONO IL COMPOSTO IONICO ED INDIVIDUARNE LA CARICA IL NUMERO DI CATIONI NELLA FORMULA SARA PARI ALLA CARICA DELL ANIONE, IL NUMERO DI ANIONI NELLA FORMULA SARA PARI ALLA CARICA DEL CATIONE EVENTUALMENTE SEMPLIFICARE PER OTTENERE LA FORMULA MINIMA OSSIDO DI ALLUMINIO (ALLUMINA) OSSIDO DI MAGNESIO O 2- Mg 2+ Mg O Ba 2+ + SO 2-4 : BaSO solfato di bario Mg + NO - 3 : Mg(NO 3 ) 2 nitrato di magnesio O 2- Al 3+ Al O 2 3 Fe + PO 3-4 : Fe 3 (PO 4 ) 2 Fosfato di ferro(ii) Proprietà dei Composti Ionici Formazione di NaCl a partire da Na e Cl 2 Forze Elettrostatiche Un atomo di un metallo può trasferire un elettrone ad un nonmetallo. Il catione e l anione risultanti sono attratti da da forze elettrostatiche. Gli ioni di carica opposta nei composti ionici sono attratti reciprocamente da FORZE ELETTROSTATICHE. Tali forze sono governate dalla LEGGE di COULOMB.

13 LEGGE di COULOMB Forza attrattiva q+ q- r 2 Forze Elettrostatiche LEGGE DI COULOMB 74 All aumentare della carica ionica, la forza attrattiva. AUMENTA All aumentare della distanza tra ioni, la forza attrattiva. DIMINUISCE See Active Figure 2.21 Importanza della Legge di Coulomb Nomenclatura dei Composti Molecolari 76 CO 2 Biossido di carbonio Sono tutti formati da due o più nonmetalli. NaCl, Na + and Cl -, p.f. 804 o C MgO, Mg 2+ and O 2- p.f o C Click movie to play CH 4 methane BCl 3 boron trichloride I composti ionici generalmente coinvogono un metallo e un nonmetallo (NaCl) Contare gli atomi Mg brucia all aria (O 2 ) per produrre ossido di magnesio bianco, MgO. 78 Come possiamo valutare quanto ossido viene prodotto da una data massa di Mg?

14 Contare gli Atomi La chimica è una scienza quantitativa - serve una unità di conteggio. MOLE 79 Particelle in una Mole Numero di Avogadro Amedeo Avogadro x mole è la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle elementari (atomi atomi, molecole o altre particelle) pari al numero di atomi contenuti in 12.0 g di 12 C. 518 g of Pb, 2.50 mol In una mole di qualsiasi sostanza è presente un numero di Avogadro di particelle. Massa Molare 1 mole di 12 C = g di 12 C = x atomi di 12 C g di 12 C è la sua MASSA MOLARE 1 mole di... Figura 2.25 Considerando tutti gli isotopi del C, la massa molare del C è g/mol mol g Massa, g Moli Moli divido per massa molare g mol Massa, g Moltiplico per massa molare mol molecole atomi di C g mol molecola Massa, g Moli Molecole Usare la Usare il Usare la massa numero formula molare di Avogadro Numero di atomi di C Esempio 2.7

15 Esercizio: A quante moli di Mg equivalgono g? A quanti atomi? Mg ha massa molare di g/mol. 1mol 0.200g =8.23x g x 10 atomi 8.23x 10 mol 1mol = 4.95 x atomi Mg 23-3 mol Quanti atomi ci sono in questo pezzo di Mg? MASSA MOLECOLARE E MASSA MOLARE Massa Molecolare = somma delle masse atomiche di tutti gli atomi nella molecola. Massa Molare = massa molecolare espressa in grammi Le formule chimiche sono scritture simboliche che contengono tutta l informazione qualitativa (quali tipi di atomo) e quantitativa (quanti atomi) necessaria a descrivere la composizione atomica della sostanza. CO 2 1 molecola (44.01 u) contiene: 1 atomo C (12.01 u) 2 atomi O (2 x = u) 1 mol di molecole (44.01 g) contiene: 1 mol di atomi C (12.01 g) 2mol di atomi O (2 x g = g) Quale è la massa molare dell etanolo, C 2 H 6 O? 1 mole contiene: 2 mol C (12.01 g C/1 mol) = g C 6 mol H (1.01 g H/1 mol) = 6.06 g H 1 mol O (16.00 g O/1 mol) = g O TOTALE = massa molare = g/mol Quante moli di alcool sono presenti in una lattina di birra che contiene 21.3 g di C 2 H 6 O? (a) massa molare del C 2 H 6 O = g/mol (b) calcolare le moli di alcool 21.3 g 1 mol g = mol Quante molecole di alcool sono presenti in una lattina di birra che contiene 21.3 g di C 2 H 6 O? Sappiamo che ci sono moli di C 2 H 6 O x molecule mol 1 mol = 2.78 x molecole

16 Quanti atomi di C sono presenti in una lattina di birra che contiene 21.3 g di C 2 H 6 O? Nota che è inclusa la massa dell acqua Ci sono 2.78 x molecole. Ogni molecola contiene 2 C atomi. Quindi, il numero di atomi di C è: molecole 2 atomi di C 1 molecola = 5.57 x C atomi Figura 2.26 Formula Empirica e Molecolare Un composto puro consiste sempre degli stessi elementi combinati negli stessi rapporti ponderali. Quindi, possiamo esprimere la composizione molecolare come PERCENTUALE IN PESO Etanolo, C 2 H 6 O 52.13% C 13.15% H 34.72% O Composizione Percentuale Consideriamo qualche composto della famiglia dei composti azoto-ossigeno: ossigeno: NO 2, biossido di azoto e, strettamente correlato, NO, monossido di azoto (o ossido nitrico) Struttura del NO 2 La Chimica del NO Consideriamo NO 2, Massa Molare =? Quale è il peso percentuale di N e di O? Wt. % N = 14.0 g N 46.0 g NO 2 100% = 30.4 % Come Determinare le Formule l analisi chimica si Mediante l si determina la % in peso di ogni elemento in una data quantità di composto puro e si deriva la formula EMPIRICA o MINIMA. Wt. % O = 2 (16.0 g O per mole ) 46.0 g x 100 % = 69.6% Quali sono le percentuali in peso di N e O in NO? PROBLEMA: Un composto di B e H contiene 81.10% B. Quale è la sua formula empirica?

17 Un composto di B e H contiene 81.10% B. Quale è la sua formula empirica? Poichè contiene solo B ed H, deve contenere 18.90% H. In g del composto ci sono g di B e g di H. Calcolate l il numero di moli di ogni costitutente t t in 100 g di campione. 1 mol g B = mol B g g H 1 mol g = mol H Un composto di B ed H contiene 81.10% B, ovvero mol di B e mol di H. Qual è la sua formula empirica? Calcolare il rapporto tra le moli di B ed H. Dividere sempre per il numero più piccolo mol H mol H 2.5 mol H mol B = mol B = 1.0 mol B E necessario che il rapporto sia un numero intero. 2.5 mol H/1.0 mol B = 5 mol H /2 mol B FORMULA EMPIRICA = B 2 H 5 Un composto di B ed H contiene 81.10% B. La sua formula empirica è B 2 H 5. Qual è la sua formula molecolare? B 2 H 5, B 4 H 10,B 6 H 15,B 8 H 20, ecc.? Abbiamo bisogno di un ESPERIMENTO per trovare la MASSA MOLARE. L esperimento dà 53.3 g/mol Confronta con la massa di B 2 H 5 = g/unità Trova il rapporto di queste masse. CuClCl 2 2H2 O cloruro di rame(ii) Cu = Cl = cloruro di rame(ii) diidrato H 2 O = totale = Formula Molecolare = B 4 H 10

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