INTRODUZIONE ALLA CHIMICA (Cap. 2)

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1 INTRODUZIONE ALLA CHIMICA (Cap. 2) Stati di aggregazione della materia. Sostanze pure. Miscele omogenee ed eterogenee di sostanze. Separazione di miscele. Elementi, atomi, ioni. Massa atomica. Unità di massa atomica. Composti. Molecole. Massa molecolare. Teoria atomica di Dalton. Modello nucleare dell atomo (Rutherford). Protoni. Elettroni. Neutroni. Isotopi. Nomenclatura chimica. 1 0

2 Gli stati di aggregazione della materia Un sistema è una porzione delimitata di materia (qualsiasi cosa che occupa spazio ed ha una massa). La materia può esistere in tre stati fisici, detti stati di aggregazione della materia stato solido stato liquido stato gassoso 1 1

3 Gli stati di aggregazione della materia Solido Liquido Gassoso Volume proprio proprio occupa tutto il volume disponibile Forma propria assume forma del recipiente assume la forma del recipiente Densità alta media bassa 1 2

4 Gli stati di aggregazione della materia Le particelle che costituiscono il solido sono tenute insieme in un reticolo rigido e ben definito. Le particelle in un liquido non sono fisse nelle loro posizioni, ma sono libere di muoversi all interno del suo volume. Le particelle in un gas tendono ad essere molto distanti e si muovono rapidamente all interno del suo 1 3 volume.

5 I livelli di osservazione della materia 1 4

6 I livelli di osservazione della materia I processi chimici e fisici vengono osservati a livello macroscopico. La chimica studia la struttura della materia a livello microscopico o particellare degli atomi e delle molecole, studiando come gli atomi possono unirsi tra loro per formare le molecole; per rappresentare atomi e molecole vengono utilizzati dei modelli in cui delle piccole sfere rappresentano gli atomi. Si conducono esperimenti a livello macroscopico ma si fanno considerazioni chimiche a livello particellare. I risultati delle osservazioni vengono tradotti come simboli (es. H 2 O) e come modelli che rappresentano gli elementi e i composti coinvolti. 1 5

7 Classificazione della materia 1 6

8 Le sostanze pure e le miscele La materia può essere suddivisa in sostanze pure e miscele. Le sostanze pure hanno caratteristiche e composizione costanti. Le miscele sono sistemi formati da due o più sostanze (es. aria, formata dal 78% di azoto, 21% di ossigeno e piccole quantità di argon, vapore acqueo, diossido di carbonio). Le miscele possono essere omogenee o eterogenee. 1 7

9 Le sostanze pure e le miscele Una miscela eterogenea non è uniforme da punto a punto, essendo costituita da componenti chimicamente definiti e da fasi fisicamente distinguibili. Una soluzione è una miscela omogenea (ovvero uniforme da punto a punto) di due o più componenti, dei quali il componente più abbondante è il solvente, mentre i componenti meno abbondanti si chiamano soluti. 1 8

10 Le sostanze pure e le miscele Miscela eterogenea di zucchero, sabbia, limatura di ferro e polvere d oro. 1 9

11 Le sostanze pure e le miscele Miscela omogenea: Soluzione di zucchero in acqua. Il solvente più comune in chimica è l acqua, H 2 O(l) e si parla in questo caso di soluzione acquosa (aq). 1 10

12 Metodi di separazione di miscele La filtrazione può essere usata per separare materiali solidi da una miscela liquida per mezzo di filtri di carta. La carta da filtro è disponibile in una vasta gamma di dimensione dei pori fino a 2.5 x 10-8 m (utilizzata per rimuovere i batteri (i più piccoli batteri hanno dimensioni di ca. 1x10-7 m di diametro) e produrre liquidi liberi da batteri come la birra in lattina, l acqua in bottiglia o il latte a lunga conservazione. 1 11

13 Metodi di separazione di miscele La centrifugazione è il metodo per separare miscele eterogenee di liquidi e/o solidi aventi densità diversa. 1 12

14 Metodi di separazione di miscele Stagno ad evaporazione solare per il recupero di NaCl(s) o KCl(s). Evaporazione Per es. lo zucchero può essere recuperato dalla soluzione per evaporazione dell acqua, un processo che lascia nel contenitore cristalli di zucchero. Il sale è recuperato dall acqua marina su scala commerciale, mediante evaporazione dell acqua. 1 13

15 Metodi di separazione di miscele La distillazione è utilizzata per la separazione di un liquido da una soluzione in cui sia disciolto un solido. Il liquido è l unico componente che viene ovvero è il solo componente volatile (cioè che evapora facilmente) Se una soluzione contiene due o più componenti volatili (es. acqua ed etanolo), questi possono essere separati sfruttando la diversa volatilità (diversi punti di ebollizione) dei componenti di miscele liquide. Minore è la temperatura di ebollizione maggiore è la volatilità. Il processo di separazione di una soluzione costituita da due o più componenti 1 14 volatili è chiamato distillazione frazionata.

16 Elementi e atomi Sappiamo che è possibile isolare da una miscela una o più sostanze pure. La maggior parte di queste sostanze può subire una trasformazione chimica e produrre sostanze più semplici. Altre sostanze resistono a qualsiasi tipo di trasformazione in sostanze più elementari. Una sostanza che non può essere scomposta in sostanze più semplici è chiamata elemento. Gli elementi sono costituiti da un solo tipo di atomo. L atomo è la particella più piccola di un elemento che conservi le proprietà chimiche caratteristiche dell elemento stesso. La chimica moderna è basata sulla comprensione e sull esplorazione della natura a livello atomico. 1 15

17 Composti e molecole Una sostanza pura che può essere suddivisa in due o più elementi, ossia che è costituita da due o più elementi tenuti insieme da un legame chimico, è chiamata composto. Sebbene siano conosciuti solo ca. 120 elementi, ad oggi sono noti più di 20 milioni di composti. Quando gli elementi diventano parte di un composto, le loro proprietà originarie sono sostituite dalle proprietà caratteristiche del composto. (Es. NaCl da Na e Cl 2 ) La composizione di qualsiasi composto è rappresentata dalla sua formula chimica (es. H 2 O). I composti sono costituiti da molecole, le più piccole unità discrete che conservano la composizione e le caratteristiche chimiche del composto. 1 16

18 Gli elementi ad oggi conosciuti sono ca ca. 90 si trovano in natura* Elementi I rimanenti sono stati sintetizzati in laboratorio** * più che altro sotto forma di composti e raramente nella forma elementare; ** nel corso di ricerche sull energia atomica oppure con reazioni nucleari. Il 99.99% di tutte le sostanze conosciute sono sono formate solo da ca. 40 elementi, gli altri 80 elementi sono piuttosto rari. Gli elementi vengono indicati mediante sigle chiamate simboli chimici, costituiti generalmente dalla prima lettera o coppia di lettere del nome dell elemento. 1 17

19 Elementi Carbonio (C), zolfo (S), ferro (Fe), rame (Cu), argento (Ag), stagno (Sn), oro (Au), mercurio (Hg) e piombo (Pb) erano conosciuti già dagli antichi Greci e Romani e dagli alchimisti dell antica Cina, del mondo Arabo e dell Europa medioevale. Altri elementi come l alluminio (Al), il silicio (Si), lo iodio (I) e l elio (He) furono scoperti tra il XVIII e XIX secolo. Gli elementi artificiali, cioè non esistenti in natura, come il tecnezio (Tc), il plutonio (Pu) e l americio (Am) furono prodotti nel secolo XX usando le tecniche della fisica moderna. 1 18

20 Composizione elementare della superficie terrestre, includendo crosta terrestre, oceani ed atmosfera Elemento Percentuale in peso Ossigeno 49.1 Silicio 26.1 Alluminio 7.5 Ferro 4.7 Calcio 3.4 Sodio 2.6 Potassio 2.4 Magnesio 1.9 Idrogeno 0.88 Titanio 0.58 Cloro 0.19 Carbonio 0.09 Tutti gli altri 0.56 Composizione elementare del corpo umano Elemento Percentuale in peso Ossigeno 61 Carbonio 23 Idrogeno 10 Azoto 2.6 Calcio 1.4 Fosforo 1.1 Zolfo 0.20 Potassio 0.20 Sodio 0.14 Cloro 0.12 Altri elementi in tracce

21 Gli elementi possono essere suddivisi in due grandi classi metalli non metalli Proprietà dei metalli: - lucenti - buoni conduttori di calore - buoni conduttori di elettricità - duttili (fili) - malleabili (lamine) Tutti i metalli sono solidi a temperatura ambiente (20 C) ad eccezione del mercurio che è liquido. 1 20

22 Zn Ti Ni Fe Al Cu Alcuni metalli Mercurio e bromo 1 21

23 Metalli più comuni e loro simbolo chimico Elemento Simbolo Elemento Simbolo alluminio Al oro Au argento Ag piombo Pb bario Ba platino Pt cadmio Cd potassio K calcio Ca rame Cu cobalto Co sodio Na cromo Cr stagno Sn ferro Fe stronzio Sr litio Li titanio Ti magnesio Mg tungsteno W manganese Mn uranio U mercurio Hg zinco Zn nichel Ni 1 22

24 Elementi il cui simbolo chimico trae origine dal nome latino Elemento Simbolo Nome latino antimonio Sb stibium azoto N nitrogenum fosforo P phosphorus idrogeno H hydrogenum mercurio Hg hydrargyrum oro Au aurum potassio K kalium rame Cu cuprum sodio Na natrium zolfo S sulphur Tungsteno W da volframio o wolframio (dal nome del minerale wolframite. 1 23

25 I non metalli sono: - variamente colorati - più della metà gassosi, gli altri sono solidi ad eccezione del bromo che è liquido a temperatura ambiente (20 C) - cattivi conduttori di calore ed elettricità - né duttili, né malleabili. As I 2 Se Non metalli comuni S C B P 1 24

26 Alcuni dei non metalli più comuni Elemento Simbolo Aspetto Gas idrogeno H 2 incolore elio He incolore azoto N 2 incolore ossigeno O 2 incolore fluoro F 2 giallo pallido neon Ne incolore cloro Cl 2 giallo-verde argon Ar Incolore kripton Kr Incolore xenon Xe incolore Liquidi bromo Br 2 Rosso scuro Solidi carbonio C nero fosforo P giallo pallido o rosso zolfo S giallo limone iodio I 2 viola-nero 1 25

27 Alcuni elementi quali idrogeno, azoto, ossigeno, fluoro, cloro, bromo e iodio esistono in natura come unità costituite da due atomi uniti insieme. Un unità costituita da due o più atomi uniti insieme si chiama molecola. Una molecola composta da due soli atomi è biatomica. chiamata molecola Modelli in scala delle molecole di idrogeno, azoto, ossigeno, fluoro, cloro, bromo e iodio. Queste sostanze esistono in natura come molecole biatomiche, ma sono classificate come elementi perché le loro molecole sono costituite da atomi identici. 1 26

28 L atomo e la sua storia La materia è formata da particelle microscopiche, gli atomi. Democrito ( a.c.) fu il primo che attribuì il nome «atomi» a particelle infinitamente piccole, immutabili, indistruttibili e indivisibili. Il primo modello atomico fu proposto dopo ventidue secoli. 1 27

29 La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton Antoine Lavoisier ( ) studiò sperimentalmente le trasformazioni chimiche arrivando ad enunciare la legge di conservazione della massa. In una reazione chimica, la massa totale dei reagenti è esattamente uguale alla somma delle masse dei prodotti ottenuti, ossia in una reazione chimica la massa totale si conserva. 1 28

30 La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton Joseph-Louis Proust ( ) scompose numerosi composti minerali negli elementi costitutivi misurandone le diverse quantità e proporzioni, arrivando a enunciare la legge delle proporzioni definite e costanti : In un composto la quantità relativa di ogni elemento è sempre la stessa, indipendentemente dalla fonte del composto o di come esso sia stato preparato, ovvero, in un composto, il rapporto tra le masse degli elementi che lo costituiscono è definito e costante. 1 29

31 Esempio: Se calcio metallico è scaldato con zolfo in assenza di acqua e di ossigeno, si forma un composto chiamato solfuro di calcio, CaS(s). Si può specificare la percentuale in massa di ciascun elemento. 1 30

32 La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton John Dalton ( ) osservò che alcune coppie di elementi possono combinarsi tra loro in modi diversi e dare origine a più di un composto. Dalton arrivò così a enunciare la legge delle proporzioni multiple: Quando un dato elemento X si combina con un altro elemento Y per formare composti diversi, allora X si combina in modo tale che per una sua massa definita il rapporto delle masse di Y nei due composti è costituito da numeri interi e piccoli. 1 31

33 La nascita della moderna teoria atomica: da Lavoisier a Dalton Per es.: il carbonio (X) si combina con l ossigeno (Y) per formare due composti diversi: Sperimentalmente si dimostra che 1.33 g di O 2 si combinano sempre con 1 g di C per formare il primo composto e 2.66 g di O 2 si combinano sempre con 1 g di C per formare il secondo composto: 1 32

34 Carbonio + ossigeno Massa di carbonio in g Massa di ossigeno in g Primo composto Secondo composto 1,00 1,33 1,00 2,66 I rapporto tra le masse dell ossigeno nei due composti è 2,66/1,33 = 2/1 ovvero un rapporto di numeri interi e piccoli. Questi dati possono essere facilmente compresi se assumiamo che i due composti hanno formule chimiche rispettivamente CO e CO 2, ovvero per una data massa di carbonio CO 2 contiene il doppio della massa di ossigeno di CO. 1 33

35 zolfo + ossigeno Massa di zolfo in g Massa di ossigeno in g Primo composto Secondo composto 1,00 1,00 1,00 1,50 I rapporto tra le masse dell ossigeno nei due composti è 1,50/1,00 = 3/2 ovvero un rapporto di numeri interi e piccoli. Questi dati possono essere facilmente compresi se assumiamo che i due composti hanno formule chimiche rispettivamente SO 2 e SO

36 La teoria atomica di Dalton La legge delle proporzioni definite e costanti e la legge delle proporzioni multiple sono state alcune delle osservazioni che hanno portato alla formulazione della teoria atomica degli elementi. Nel 1803 John Dalton ipotizzò il primo modello atomico su basi sperimentali e propose una teoria atomica, basata sui seguenti postulati: 1 35

37 La teoria atomica di Dalton 1. La materia è composta da particelle piccole e indivisibili, chiamate atomi. 2. Gli atomi di un dato elemento hanno tutti la stessa massa e sono identici sotto tutti gli aspetti, incluso il comportamento chimico. 3. Gli atomi di diversi elementi differiscono nella massa e nel comportamento chimico. 4. I composti chimici sono costituiti da due o più atomi di elementi diversi legati insieme. La particella risultante è chiamata molecola. 5. In una reazione chimica, gli atomi coinvolti sono riorganizzati, separati o ricombinati per formare nuove sostanze. Gli atomi non vengono né creati né distrutti; gli atomi non subiscono mutamenti nel corso della reazione. 1 36

38 La teoria atomica di Dalton La teoria di Dalton fornisce una spiegazione sia della legge della conservazione della massa in una reazione chimica che di quella delle proporzioni definite e costanti. La legge della conservazione della massa nelle reazioni chimiche è diretta conseguenza del postulato 5 di Dalton che gli atomi non sono né creati né distrutti nelle reazioni chimiche, ma semplicemente riorganizzati per formare nuove sostanze. La legge delle proporzioni definite e costanti deriva dal postulato di Dalton che gli atomi sono indivisibili (1) e che i composti si formano unendo insieme atomi diversi (4). La legge delle proporzioni multiple deriva poi dal fatto che alcuni elementi possono combinarsi per formare più di un composto, come nel caso di CO e CO

39 La teoria atomica di Dalton 1 38

40 La teoria atomica di Dalton Dalton compilò la prima tabella delle masse atomiche relative degli elementi conosciuti, prendendo come riferimento l atomo di idrogeno al quale fu assegnato arbitrariamente il valore esatto di 1: la massa così espressa è detta massa atomica relativa. Definiamo il rapporto di massa atomica (o massa atomica) il rapporto tra la massa di un dato atomo e quella di un atomo di riferimento. Ora è utilizzato come standard un atomo di carbonio-12 che per convenzione ha massa esattamente uguale a 12 unità di massa atomica. Oggi la massa atomica dell idrogeno è invece di

41 La massa atomica e la massa molecolare Simboli usati da Dalton per gli elementi chimici Le masse atomiche proposte da Dalton risultarono errate nella maggior parte dei casi perché Dalton partiva dal presupposto che la molecola d acqua avesse formula HO, cioè che l ossigeno fosse otto volte più pesante dell idrogeno. 1 40

42 La massa atomica e la massa molecolare Fu grazie alla distinzione fra atomi e molecole proposta da Stanislao Cannizzaro (in base agli studi già compiuti nel 1811 da Amedeo Avogadro) che si arrivò alla corretta determinazione della massa degli atomi. Cannizzaro utilizzò il principio di Avogadro (volumi uguali di gas differenti alla stessa temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole) per correggere le masse atomiche relative conosciute e propose un metodo per misurarle che aveva origine dalla densità dei gas. Fu così ricavata una tabella coerente di masse atomiche e molecolari. 1 41

43 La teoria atomica e le proprietà della materia Poiché le masse atomiche sono in realtà rapporti di masse, non hanno unità (sono quantità relative e adimensionali), tuttavia ad esse viene assegnata una unità di massa atomica: uma u (IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry) Da (dalton, usato in biochimica) Es.: massa atomica del carbonio: o uma o u o Da 1 u = x g 1 42

44 La teoria atomica e le proprietà della materia Dalton postulò, nella sua teoria atomica che: un elemento è una sostanza costituita da atomi identici e quindi con identiche proprietà chimiche (es. Fe, C, H); un composto è una sostanza costituita da molecole contenenti atomi di differenti elementi. La molecola è un raggruppamento di due o più atomi che possiede proprietà chimiche caratteristiche (es. Cl 2, HCl, CO 2 ). Esistono molecole formate dallo stesso tipo di atomi come le molecole biatomiche. Altre molecole sono formate anche da più di due atomi dello stesso tipo. 1 43

45 La massa molecolare è la somma delle masse atomiche degli atomi in una molecola. Modelli in scala per alcune molecole 1 44

46 La teoria atomica e le proprietà della materia La formula chimica di una molecola indica da quali elementi essa è costituita e quanti atomi di ciascun elemento essa contiene. La formula che utilizziamo per indicare quali e quanti atomi costituiscono la molecola di un composto è chiamata formula bruta. 1 45

47 La teoria atomica e le proprietà della materia La teoria atomica di Dalton fornisce una visione microscopica delle reazioni chimiche. Le proprietà microscopiche, ovvero le proprietà chimiche, dipendono dalla natura degli atomi e delle molecole che costituiscono le sostanze. In una reazione chimica si formano molecole completamente diverse rispetto ai reagenti. Nelle reazioni chimiche gli atomi non sono né creati né distrutti, ma sono semplicemente riorganizzati in nuove molecole, in conformità con le leggi di conservazione degli atomi e della massa. 1 46

48 La reazione chimica tra idrogeno e ossigeno per formare acqua può essere rappresentata dai seguenti riarrangiamenti

49 Per quasi tutto il XIX secolo, gli atomi furono considerati particelle indivisibili, come proposto da Dalton. La scoperta delle particelle subatomiche portò alla definizione di un nuovo modello dell atomo (il modello di Rutherford) che rimane ancora alla base della moderna teoria atomica. 1 48

50 La natura elettrica della materia 1897: L esperimento di Thomson ha portato alla scoperta degli elettroni, particelle cariche negativamente che costituiscono le radiazioni definite raggi catodici. Joseph John Thomson 1 49

51 La natura elettrica della materia Quando viene applicata una tensione agli elettrodi catodo (-) e anodo (+) di un tubo di scarica, viene prodotta una scarica elettrica. Queste scariche furono chiamate raggi catodici. Thomson deviò i raggi con campi elettrici e magnetici, dimostrando che tali raggi erano flussi di particelle identiche con carica negativa. Egli ipotizzò che queste particelle, chiamate elettroni, fossero costituenti degli atomi. L elettrone fu la prima particella subatomica ad essere scoperta. 1 50

52 La natura elettrica della materia Gli atomi di tutti gli elementi contengono le stesse particelle negative, chiamate elettroni. Successivamente vennero definite la carica e la massa di un elettrone e si scoprì che la massa di un elettrone è solo 1/1800 della massa di un atomo di idrogeno, confermando l ipotesi di Thomson che l elettrone è una particella subatomica. Furono identificate altre particelle, che si muovevano verso il polo negativo, formando un fascio di raggi anodici. Si trattava quindi di particelle con carica positiva. La particella elementare positiva, che ha la stessa carica dell elettrone e massa molto più grande, fu chiamata protone. 1 51

53 Poiché gli atomi sono elettricamente neutri, la quantità totale di carica negativa in un atomo neutro deve essere bilanciata da una pari quantità di carica positiva. 1 52

54 Nei primi anni del 1900 Ernest Rutherford iniziò a studiare la radioattività e scoprì che la radiazione emessa dalle sostanze radioattive può essere suddivisa in tre tipi: particelle α, particelle β, raggi γ. Particelle α: possiedono una carica uguale a quella di due elettroni, ma segno opposto (positivo) e una massa uguale alla massa di un atomo di elio (4.00 u). Particelle β: elettroni derivanti dalle disintegrazioni radioattive. Raggi γ: radiazioni elettromagnetiche 1 53

55 Ernest Rutherford Modello atomico di Rutherford Rutherford utilizzò le particelle α con le quali bombardò una sottilissima lamina d oro. Le emissioni luminose prodotte dalle particelle α dopo l urto con gli atomi d oro venivano visualizzate su un apposito schermo fluorescente, che circondava la lamina d oro. Nell ipotesi che la carica positiva fosse uniformemente diffusa in tutto l atomo, Rutherford supponeva che le particelle α avrebbero bucato il sottile foglio d oro e le loro traiettorie sarebbero state deviate solo di poco. 1 54

56 Modello atomico di Rutherford 1911: Esperimento di Rutherford, Geiger e Marsden 1 55

57 Modello atomico di Rutherford Studiando il comportamento delle particelle α, Rutherford poté stabilire che: - gran parte di esse non subiva deviazioni e attraversava la lamina (a); - alcune particelle venivano deviate leggermente (b); - alcune rimbalzavano e venivano deviate con angoli particolarmente grandi (c). 1 56

58 Modello atomico di Rutherford 1 57

59 Modello atomico di Rutherford Sulla base dei risultati sperimentali Rutherford propose un modello nucleare o planetario dell atomo: tutta la carica positiva e la maggior parte della massa di un atomo sono concentrate in un volume molto piccolo posto al centro dell atomo, che egli chiamò nucleo; il nucleo rappresenta una frazione molto piccola del volume di un atomo (raggio del nucleo circa = 1/ del raggio dell atomo). 1 58

60 le particelle cariche positivamente che si trovano nel nucleo, chiamate protoni, hanno una carica positiva pari in modulo a quella dell elettrone, ma di segno opposto; la massa di un protone è quasi uguale alla massa di un atomo di idrogeno, circa 1800 volte la massa di un elettrone; gli elettroni occupano lo spazio vuoto intorno al nucleo e vi ruotano intorno come pianeti; il numero di elettroni è tale da bilanciare la carica positiva del nucleo. 1 59

61 Gli atomi sono costituiti da protoni, neutroni ed elettroni Nel 1932 fu verificata sperimentalmente la presenza di un altro tipo di particella nel nucleo. Tale particella, il neutrone, è privo di carica elettrica e possiede una massa leggermente superiore a quella del protone. Ogni atomo contiene un nucleo, cioè una zona molto piccola e densa in cui sono confinati i protoni e i neutroni: a tali particelle si dà il nome di nucleoni. Gli atomi di tutti gli elementi sono formati da tre particelle fondamentali, elettroni, protoni e neutroni. 1 60

62 Proprietà delle particelle subatomiche 1 u = x g Carica assoluta dell elettrone = x C Carica assoluta del protone = x C 1 61

63 Numero atomico, numero di massa e isotopi Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo si chiama numero atomico (Z). In un atomo neutro il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. Le differenze tra gli elementi sono il risultato del diverso numero atomico, e ogni elemento è caratterizzato da un unico numero atomico. La somma del numero totale di protoni e neutroni in un atomo si chiama numero di massa (A). 1 62

64 Numero atomico, numero di massa e isotopi Inuclei sono composti da protoni e neutroni, la cui massa è ca. 1 u, quindi ci si potrebbe attendere che le masse atomiche siano circa uguali a numeri interi. Alcune masse atomiche sono all incirca numeri interi, molte altre non lo sono: O massa atomica 16,00 ( Z = 8) F massa atomica 19,00 ( Z = 9) Cl massa atomica 35,45 ( Z = 17) Mg massa atomica 24,31 ( Z = 12) Cu massa atomica 63,55 ( Z = 29) 1 63

65 Numero atomico, numero di massa e isotopi Molti elementi sono costituiti da due o più isotopi ovvero atomi di un elemento che contengono lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. 1 64

66 Numero atomico, numero di massa e isotopi Un isotopo è identificato dal suo numero atomico (Z) e dal suo numero di massa (A). Numero di massa Numero atomico A Z X Simbolo chimico Es. 14 6C, 14 C o carbonio-14 Il numero N di neutroni in un atomo è pari a: N = A - Z Gli isotopi dello stesso elemento hanno masse diverse, ma tutti 1 65 gli atomi di uno stesso isotopo hanno la stessa massa.

67 Abbondanza isotopica e peso atomico Molti elementi sono presenti in natura e nei composti come una miscela di isotopi in percentuali ben determinate e costanti, conosciute come abbondanze isotopiche. Le proprietà fisiche osservate per ciascuno elemento sono la media di quelle dei singoli isotopi presenti. Tutte le masse atomiche sono rapportate alla massa dell isotopo 12 del carbonio, che per convenzione internazionale, è definita esattamente uguale a 12. Ad eccezione del carbonio-12, le masse isotopiche non hanno valori interi, ma sono sempre molto vicine al valore del numero di massa dell isotopo più abbondante. La massa atomica è la massa di un atomo. La massa atomica relativa di ciascun elemento, detta anche peso atomico, è la media ponderata delle masse di tutti gli isotopi di un certo elemento. 1 66

68 Elemento Isotopo Massa isotopica (u) Abbondanza naturale (%) Protoni Neutroni Numero di massa idrogeno 1 1 H deuterio 2 1 H trizio 3 1 H tracce elio 3 2 He He carbonio 12 6 C 12 (Esatto) C C tracce ossigeno 16 8 O O O fluoro 19 9 F magnesio Mg Mg Mg cloro Cl Cl

69 Abbondanza isotopica e peso atomico Elemento Simbolo Peso atomico Numero di massa Massa isotopica La massa atomica di un elemento è sempre più vicina alla (u) massa Donald A. McQuarrie dell isotopo et al., CHIMICA GENERALE, o 2/E, degli Zanichelli editore isotopi S.p.A. Copyright più 2012abbondanti. Abbondanza naturale (%) Idrogeno H 1, , ,985 D 2 2,0141 0,015 T 3 3,0161 tracce Boro B 10, , , , ,48 Magnesio Mg 24, , , , , , ,

70 La sostituzione in un composto di un isotopo di un elemento con un altro isotopo dello stesso elemento può avere conseguenze significative. Questo è vero in particolare quando il deuterio sostituisce l idrogeno, poiché la massa del deuterio è doppia di quella dell isotopo più leggero. 1 69

71 1 70

72 Schema di uno spettrometro di massa m 1 > m 2 > m 3 La massa e la percentuale di ogni isotopo di un elemento possono essere determinate mediante un spettrometro di massa. Il bombardamento di elettroni proveniente da una sorgente esterna, su un gas formato da atomi neutri, porta alla perdita di elettroni e alla formazione di ioni positivi. 1 71

73 Gli ioni in fase gassosa sono accelerati da un campo elettrico e fatti passare attraverso fenditure per formare un fascio stretto e ben focalizzato. Il fascio di ioni passa attraverso un campo elettrico o magnetico, che devia ciascuno ione di una quantità proporzionale alla sua massa. Il fascio di ioni originale si divide in diversi fasci separati, uno per ogni isotopo del gas. L intensità dei fasci di ioni separati può essere determinata sperimentalmente ed è una misura diretta della percentuale di ogni isotopo. 1 72

74 Gli ioni La materia non è costituita soltanto da atomi e da molecole: molte sostanze sono costituite da particelle elettricamente cariche (gli ioni). Si definiscono ioni gli atomi (o i gruppi di atomi) con una o più cariche elettriche positive o negative, in seguito alla perdita o alla acquisizione di uno o più elettroni. Gli ioni carichi positivamente si chiamano cationi (es. Na + ). Gli ioni carichi negativamente si chiamano anioni (es. Cl - ). Uno ione viene indicato con il simbolo chimico dell elemento accompagnato dall indicazione della sua carica in alto a destra. 1 73

75 6 Li (Z = 3) 19 F (Z = 9) 1 74

76 Gli ioni Potassio, K (Z = 19) 19 protoni e 19 elettroni Cloro, Cl (Z = 17) 17 protoni e 17 elettroni Ione K + 18 elettroni Ione Cl - 18 elettroni Specie che contengono lo stesso numero di elettroni sono dette isoelettroniche. NOMENCLATURA DEI CATIONI I cationi sono denominati con il nome dell elemento più la parola ione o catione. Es. Ca 2+ ione (o catione) calcio NOMENCLATURA DEGLI ANIONI Il nome degli anioni è formato posponendo -uro al nome dell atomo e anteponendo la parola ione o anione Es. Cl - ione (o anione) cloruro 1 75