Classificazione della materia 3 STATI DI AGGREGAZIONE

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1 Classificazione della materia MATERIA spazio massa Composizione Struttura Proprietà Trasformazioni 3 STATI DI AGGREGAZIONE SOLIDO (Volume e forma propri) LIQUIDO (Volume definito e forma indefinita) GASSOSO (Volume e forma indefiniti) 1 1

2 Classificazione della materia PASSAGGI DI STATO sublimazione fusione evaporazione Stato solido Stato liquido Stato gassoso liquefazione solidificazione condensazione endotermici esotermici brinamento 2 2

3 Classificazione della materia 3 3

4 Classificazione della materia Miscele omogenee o soluzioni Hanno la stessa composizione liquide (es. acqua di mare) gassose (es. aria) solide (es. ottone) Miscele eterogenee Hanno diversa composizione nelle varie parti (fasi; es. granito) Separazione componenti miscele Miscele omogenee ed eterogenee Composti Metodi chimici (elettrolisi, etc.) Metodi fisici (distillazione, filtrazione, etc.) Elementi Composti 4 4

5 Classificazione della materia Separazioni componenti miscele / Separazione elementi Metodi fisici: Metodi chimici Distillazione Elettrolisi 5 5

6 Classificazione della materia Elemento Sostanza (o sostanza elementare) costituita da atomi aventi tutti lo stesso numero atomico (numero dei protoni presenti nel nucleo). Ogni elemento è definito da un Nome e da un Simbolo Chimico (internazionale). La maggior parte degli elementi è presente in natura in tracce; i 13 elementi più abbondanti costituiscono il 98% della massa della crosta terrestre. 6 6

7 Oltre il 98% della massa della crosta terrestre è costituita dai seguenti 13 elementi % in massa Ossigeno (O) 46,1 Silicio (Si) 25,7 Alluminio (Al) 7,51 Ferro (Fe) 4,70 Calcio (Ca) 3,99 Sodio (Na) 2,64 Potassio (K) 2,40 Magnesio (Mg) 1,94 Cloro (Cl) 1,88 Idrogeno (H) 0.88 Titanio (Ti) 0,580 Fosforo (P) 0,120 Carbonio (C) 0,

8 Classificazione della materia Composti Sostanza a composizione costante costituita da due o più elementi (es. H 2 O, H: 11,9% O: 88,81%) Le proprietà chimico-fisiche delle sostanze elementari e dei composti dipendono: 1) Tipo di legame (C (diamante)*; C (grafite)**); 8 8

9 2) Natura elementi (NaCl, KCl); 3) Modo in cui gli atomi sono legati reciprocamente (isomeria: es. CH 3 CH 2 OH, CH 3 OCH 3 ). CH 3 CH 2 OH CH 3 OCH 3 9 9

10 Struttura atomica della materia La MATERIA è costituita da particelle estremamente piccole: gli ATOMI ATOMO: particella neutra a forma sferica estremamente piccola Atomo r a 10-8 cm elettroni (e - ) nucleo (r nucl cm) r a /r nucl protoni (p + ) neutroni (n) quarks quarks 10 10

11 L atomo 11 11

12 Struttura atomica - Le particelle fondamentali Particella Massa Carica simbolo SI (g) uma SI (C) u.c.atom. e , p , n , unità di carica atomica = carica dell elettrone = C unità di massa atomica = 1/12 massa 12 C = g massa protone = 1836 volte massa elettrone Nel NUCLEO è concentrata la maggior parte della MASSA dell atomo 12 12

13 La struttura del nucleo atomico Protoni Neutroni Nucleoni Numero atomico (Z) = numero protoni (uguale al numero degli elettroni essendo gli atomi particelle neutri). Atomi con uguale numero atomico Z sono classificati come atomi dello stesso elemento e identificati dallo stesso simbolo chimico Carica nucleare = + Z (in unità di carica atomica) 13 13

14 La struttura del nucleo atomico - Nuclidi e isotopi Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni A - Z = numero dei neutroni Nuclide: specie atomica definita in modo univoco da un numero atomico e da un numero di massa Per indicare un definito nuclide occorre specificare: - simbolo dell elemento - Z (in basso a sinistra) - A (in alto a sinistra) A Z X 14 14

15 La struttura del nucleo atomico - Nuclidi e isotopi Nuclide dell azoto 14 7 N Z = 7 A = 14 A-Z = 7 7 p +, 7 e -, 7 n; carica nucleare: +7 Isotopi nuclidi di uno stesso elemento (con uguale numero atomico Z) aventi diverso numero di massa A (isos topos = stesso posto) Isobari nuclidi con diverso numero atomico Z ma con uguale numero di massa A (isos baros = stesso peso) 12 C 13 C Fe 24Cr 6 14 C C 15 15

16 La struttura del nucleo atomico - Nuclidi e isotopi Le proprietà chimiche e chimico-fisiche dipendono dal numero di elettroni (e quindi da Z) Diversi isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche e chimico-fisiche 12 C Eccezioni: H 2 p.f. 13,96 K p.e. 20,4 K D 2 p.f. 18,73 K p.e. 23,7 K T 2 p.f. 20,62 K p.e. 25,0 K 13 C 14 C 6C 1 1 H = H 2 1H = D 3 H = T

17 La struttura del nucleo atomico - Nuclidi e isotopi Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi con composizione costante Spettro di massa del Neon Intensità del segnale Neon-20 ( 20 Ne) Neon-21 ( Ne 10 ) Neon-22 ( 22 Ne) 90.51% 0.27% 9.22% 10 Massa 17 17

18 Determinazione delle masse atomiche assolute Spettrometria di massa 18 18

19 Massa campione per le masse atomiche La massa campione è definita come la dodicesima parte della massa del carbonio-dodici ( 12 C). Il peso atomico di un atomo viene definito come il rapporto tra la massa dell atomo considerato ed un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-dodici. Quindi in base a questa definizione i pesi atomici, essendo calcolati come rapporti tra masse, sono grandezze adimensionali. Considerato che la massa di un atomo di carbonio-12 corrisponde a 19, g, la massa campione corrisponde a: 24 19,92 10 g 24 = 1, g

20 Peso atomico naturale Dalla tavola periodica vediamo che per il sodio il valore del peso atomico corrisponde a 22, Questo significa che la massa di un atomo di sodio corrisponde a 22,98977 la massa campione (il sodio è presente in natura sotto forma di un singolo nuclide). In generale, gli elementi si presentano costituiti da miscele di isotopi (oltre l 80%). Quindi nel calcolo del peso atomico naturale di un elemento si deve tenere conto sia della massa dei singoli isotopi sia della loro abbondanza relativa; in altre parole, si calcola una media ponderata

21 Calcolo del peso atomico naturale del carbonio In natura il carbonio è costituito per il 98,89% di atomi di 12 C e per l 1,11% si atomi di 13 C; in realtà è presente anche il 14 C ma la sua concentrazione è bassissima e quindi trascurabile in questo tipo di calcolo. 6C C C 98,89% 1,11% I pesi atomici dei due isotopi calcolati sempre facendo riferimento alla massa campione sono: 12 C peso atomico = C peso atomico = 13,

22 Peso atomico naturale del carbonio Usando questi dati il peso atomico naturale viene calcolato nel seguente modo: 12 98, ,0034 1,11 PA C = = ,0111 Questo è il valore riportato sulla tavola periodica ed è quello che viene usato per i calcoli stechiometrici nonostante che in natura non sia presente un solo atomo con questa massa effettiva. Così facendo, usando il concetto di mole, saremo in grado di contare gli atomi di carbonio naturale per mezzo di semplici pesate

23 Massa molecolare (peso molecolare) Molecole (aggregati poliatomici) massa molecolare somma delle masse atomiche degli atomi presenti in una sua molecola M C 2H6O = 2 M C + 6 M H + M O = = 2 x 12, x 1, ,999 = 46,

24 Mole Le reazioni chimiche osservabili sperimentalmente coinvolgono un numero enorme di atomi, molecole o ioni. È conveniente definire una nuova grandezza che rappresenta un numero grande e fisso di particelle e comparabile alle quantità utilizzate in un esperimento reale. Mole (mol) Quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni, molecole, ecc.) quanti sono gli atomi di 12 C contenuti in 12 g esatti di 12 C. Numero di Avogadro N A = mol

25 Mole massa di 1 mole C n atomi C in 1 mole = 12 massa di 1 atomo C 12 12,0000 g mol n atomi C in 1 mole = , g n atomi 12 C in 1 mole = 6, mol

26 Mole pa Ca = 40,08 Peso Peso Peso Peso di di di di x (g) 12 (g) un un N N A atomo atomo atomi atomi di di di di Ca C 40,08 12 = = 12 Ca 12 C A = 3,34 3,34 x(g) 12 (g) = 3,34 x (g) = 3,34 12 = 40,08 g Quindi N A atomi di Ca (1 mole) pesano 40,08 g 26 26

27 Massa molare (di un elemento o di un composto) Massa molare massa (g) di 1 mole di qualsiasi sostanza (g mol -1 ) La massa molare è numericamente uguale alla massa atomica o alla massa molecolare. Calcolo massa molare di H 2 O (M H 2O) M H 2O = n molecole H 2 O in 1mole massa di una molecola H 2 O M H 2O = mol g 18,02 = 18,02 g mol -1 n (mol) = m (g) M (g mol -1 ) 27 27

28 Massa molare (di un elemento o di un composto) Stessa massa Diverso numero di moli Diversa massa Uguale numero di moli 28 28

29 Massa molare (di un elemento o di un composto) n = 1 mole 18 g di acqua 46 g di alcol etilico 180 g di glucosio 342 g di saccarosio 29 29

30 Volume molare Volume molare Volume (l) occupato da 1 mole di gas in determinate condizioni di T e P V m (l mol -1 ) In condizioni normali (c.n.) 0 C, 1 atm V m (c.n.) = 22,414 l mol -1 n (mol) = V (c.n.) (l) V m (c.n.) (l mol -1 ) 30 30

31 ! 31 31

32 "# " $ # %"# % " $ # "# 32 32

33 Struttura atomica - Le dimensioni degli atomi Esempio: RAME (Cu) Densità δ = 8.96 g/cm 3 (20 C) Massa molare M = g/mol Volume molare V m = M/δ = (g/mol) / 8.96 (g/cm 3 ) = = 7.09 cm 3 /mol Volume atomico V at = V m /N A = 7.09 (cm 3 /mol) / (mol -1 ) = (cm 3 ) Atomo = Sfera r at = (V m 3/4π) 1/3 = cm = 1.41 Å (1 Å = 10-8 cm) Valore sperimentale: r at = 1.20 Å 33 33

34 Struttura atomica - Le dimensioni degli atomi Esempio: Rame (Cu), Ferro (Fe),... Raggio nucleare Valore sperimentale: r nucl 10-4 Å r at /r nucl cm 34 34