Atomo La più piccola particella di un elemento che resta inalterata nelle trasformazioni chimiche.

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1 Atomo La più piccola particella di un elemento che resta inalterata nelle trasformazioni chimiche. Molecola La più piccola particella di un individuo chimico (elemento o composto) capace di una propria esistenza fisica indipendente. Esempio Elemento H 2 molecola di idrogeno (biatomica) 2 atomi di idrogeno Composto H 2 O Molecola di acqua 2 atomi di idrogeno 1 atomo di ossigeno Esempi di strutture molecolari H 2, O 2, N 2 F 2, Cl 2, r 2 (alogeni) dmolecole biatomiche He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Gas inerti (nobili) dmolecole monoatomiche P 4 d molecola tetratomica S 8 d molecola ottoatomica

2 Non tutti gli elementi esistono sotto forma di molecole. Es. C diamante solido covalente si dovrebbe scrivere C n non è una molecola monoatomica d C-C =1.54 Es. Na metallico Struttura cubica a corpo centrato (bcc) Gli elementi che non hanno struttura molecolare avranno un reticolo covalente o metallico. Nei composti a struttura molecolare, la molecola resta in genere invariata nei passaggi di stato. Nei solidi a struttura non molecolare, nei passaggi di stato il reticolo viene invece distrutto.

3 COMPOSTI a) struttura molecolare H 2 O, CO 2, NH 3, CH 4, SiF 4 Reticolo molecola SiF 4 b) struttura non molecolare Reticolo covalente (SiO 2 ) n Reticolo metallico (AuCu 3 ) n Reticolo ionico (NaCl) n SiO 2 AuCu 3

4 Numero atomico Z Numero progressivo di un elemento nella Tavola Periodica. Indica il numero di protoni presenti nel nucleo. Nucleo: comprende massa e carica positiva + Elettroni: cariche negative periferiche =Atomo 7 protoni 11 protoni N Na 7 elettroni 11 elettroni Na + 11 protoni 10 elettroni F- 9 protoni 10 elettroni Atomi Ioni Nuclìde Una particolare specie atomica, caratterizzata da due numeri A e Z. Termine più preciso di Atomo Z = numero atomico A = numero di massa = Z + neutroni Protoni + neutroni= nucleoni Isotopi: nuclidi con lo stesso valore di Z Isobari: nuclidi con lo stesso valore di A

5 Gli elementi formati da un solo nuclide sono chiamati mononuclidici (20): Na, e, Al, P, F, As, Cs, i, I, Sc, Y, Mn, Co, Rh, Au, Pr, Ho, Tm, Tb, Md. Gli isotopi hanno uguali proprietà chimiche poiché esse dipendono da Z ( dagli elettroni). Le proprietà fisiche dipendono anche dalla massa, quindi sono differenti. Isotopi dell idrogeno Idrogeno (protio) Deuterio D Tritio T Alcuni nuclidi sono instabili e vengono chiamati radioisotopi perché danno emissioni del seg. tipo: α= 4 2 α (elione) β= elettroni γ= onde elettromagnetiche (o.e.m.) L instabilità del nucleo risulta dal rapporto numerico fra protoni e neutroni. Gli atomi tendono a raggiungere la stabilità per emissione α, β, γ.

6 MASSA ATOMICA (uma, amu, Dalton) 1 uma= 1 Dalton= 1.66*10-27 Kg=1/12 12 C Massa atomica: misura della massa dell atomo di un elemento in unità di massa atomica Massa molecolare: misura della massa della molecola, fatta in uma. Neutrone uma Protone uma elettrone 5.485* 10-4 uma Per composti a struttura non molecolare (es. sali) si usa la massa formula: somma delle masse degli atomi che costituiscono la formula che si considera. MOLE La quantità di materia di un sistema che contiene tante entità elementari quanti sono gli atomi contenuti in Kg (12 g) dell isotopo 12 C. Le entità elementari devono essere specificate e possono essere molecole, formule, atomi, ioni, elettroni, etc.

7 Esempio di calcolo del numero di moli n( 12 C)=m/M( 12 C) m = massa in grammi del 12 C in esame M( 12 C)= massa molare del 12 C= 12 g.mol -1 [M]= g mol -1 [n]= g/g mol -1 = mol Se n=1 mol m=12g Dalla relazione precedente: m A =n A* M A e M A =m A /n A (quando m=m n= 1 mole) Attenzione! Ad 1 mole di una sostanza corrisponde una massa in grammi pari alla massa molecolare. Il numero di atomi contenuti in 12 g dell isotopo 12 C è detto: Numero di Avogadro= 6.022*10 23 mol -1 Mole: quantità di materia di un sistema che contiene un numero di entità elementari pari a 6.022*10 23.

8 Importante! Massa molare e massa molecolare hanno valore numerico uguale, ma una indica la massa di 1 mole (in grammi), l altra la massa di una molecola (in uma). A quanti grammi corrisponde 1 uma? Sappiamo che 1 mol di 12 C=12 g 12g 1 1 uma= * = 1.66*10-24 g 6.023* Legge di Avogadro Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono un ugual numero di molecole. Una mole di molecole allo stato gassoso occupa sempre lo stesso volume: litri in condizioni normali (0 C, 1 Atm). 1 mole di H 2 potrà essere descritta come: 6.023*10 23 molecole una massa di g un volume di litri (in c.n.)

9 Formula empirica (minima) La formula più semplice capace di descrivere il rapporto numerico fra gli atomi presenti in un composto. (es. HSO 4 per H 2 S 2 O 8 ) Formula molecolare Indica il numero effettivo di atomi di ciascuna specie presenti in una molecola di composto, oppure il numero effettivo delle moli dei vari atomi che costituiscono una mole di composto. La formula molecolare si può quindi determinare solo per i composti a struttura molecolare. Per gli altri (metallici, ionici, covalenti) ha senso solo la formula empirica. Formula molecolare: si determina dai segg. dati: 1. analisi qualitativa 2. analisi quantitativa 3. massa molecolare la massa molecolare coincide od è multipla di quella empirica.

10 Modi di esprimere la concentrazione (esempi con composti binari) Frazione molare X X A = n A /(n A +n ) X = n /(n A +n ) (=1-XA) N A = numero di moli di A N = numero di moli di Frazione in massa X m X m (A)= m A /(m A +m ) X m ()= m /(ma+m ) m A = massa di elemento A m = massa di elemento Percentuale in massa La frazione in massa moltiplicata per 100 m %(A)= X m (A).100 m %()= X m ().100 Percentuale in atomi Frazione molare moltiplicata per 100 at %(A)= X A.100 at %()= X.100

11 SIGNIFICATO DI UNA REAZIONE CHIMICA 2 H 2 + O 2 d2h 2 O 2 molecole di H 2 reagiscono con 1 molecola di O 2 per dare 2 molecole di H 2 O. Con x molecole di O 2 : 2x H 2 + x O 2 d2x H 2 O Dando ad x il valore N A : 2N A H 2 + N A O 2 d 2N A H 2 O 2moli 1mole 2moli I coefficienti stechiometrici indicano il rapporto tra le moli dei reagenti e quelle dei prodotti nella reazione. 2 Ca + O 2 d 2 CaO 2 moli 1mole 2moli o o o g g g Non sono moli di molecole, ma moli di formule: per Ca e CaO non esiste la molecola. Es. FeS + 2 HCldFeCl 2 +2H 2 S Quanti g di H 2 S si ottengono trattando con HCl g di FeS?

12 Ipotesi 1. Il reagente HCl deve essere in eccesso, od almeno in quantità sufficiente 2. Il reagente FeS è puro 3. La resa è del 100% Resa di una reazione R= m sp /m t R 1 (R%=R*100) m t = massa di prodotto ottenibile sulla base della reazione m sp = massa di prodotto ottenuta sperimentalmente REAZIONE DI NEUTRALIZZAZIONE HCl + NaOH d NaCl + H 2 O n(hcl) n(naoh) Reagente Reagente N(NaCl) soluzione eccesso difetto Neutra Neutra HCl NaOH 0.25 Acida HCl NaOH 0.25 Acida 2 HCl + a(oh) 2 dacl H2O n(hcl) n(a(oh) 2 ) Reagente eccesso Reagente difetto N(aCl 2 ) soluzione Neutra a(oh) 2 HCl 0.30 asica HCl a(oh) Acida Attenzione: il rapporto stechiometrico è 2:1

13 Tavola periodica degli elementi Gli elementi sono disposti in ordine di numero atomico Z (e non di massa atomica) crescente. Sette periodi (orizzontali) 16 gruppi (verticali) Elementi di transizione 1 serie ScdZn 2 serie YdCd 3 serie LadHg Lantanidi CedLu (58d71) Attinidi ThdLw (90d103) Suddivisione dei periodi I primo molto piccolo periodo II primo piccolo periodo III secondo piccolo periodo IV primo grande periodo V secondo grande periodo VI primo molto grande periodo VII secondo molto grande periodo Lantanidi: prima serie interna di transizione Attinidi: seconda serie interna di transizione

14 Gruppi IA LidFr Alcalini IIA edra Alcalino-Terrosi IIIA dtl (Terrosi) VIA OdPo Calcogeni VIIA FdAt Alogeni VIIIA HedRn Gas Nobili asandosi sugli orbitali: IA, IIA III, IV, V, VI, VII, VIII, I, II IIIAdVIII A Lantanidi e attinidi Orbitali s Orbitali d Orbitali p Orbitali f