Struttura atomica della materia

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1 Struttura atomica della materia 1

2 FASE fase 3 fase 1 fase 2 FASE: porzione di materia chimicamente e fisicamente omogenea delimitata da superfici di separazione ben definite 2

3 Classificazione della materia MATERIA Sistemi fisicamente eterogenei (proprietà diverse insieme di più fasi) Sistemi fisicamente omogenei (proprietà identiche in ogni puntofasi singole) Sistemi chimicamente eterogenei (più specie chimiche) Sistemi chimicamente omogenei (1 sola specie chimica) elementi composti 3

4 Classificazione della materia Elementi Sono formati da atomi dello stesso tipo. Tutti gli elementi sono classificati nella Tavola o Tabella Periodica dove sono indicati sia il nome che il simbolo Chimico. 90 elementi in natura (gli altri sono artificiali). Crosta terrestre 13 elementi. Composti Sono costituiti da atomi di tipo diverso ed hanno composizione fissa (es. H 2 O, H: 11,9% O: 88,81%) Proprietà dipendono: Natura elementi (NaCl, KCl) Modo in cui gli atomi sono legati (CH 3 CH 2 OH, CH 3 OCH 3 ) 4

5 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) Fosforo (P) Carbonio (C)

6 Le origini della teoria atomica Democrito ( a.c.) Epicuro ( a.c.) Lucrezio (96-11 a.c.) La MATERIA è costituita da particelle estremamente piccole: gli ATOMI Atomos = indivisibile TEORIA ATOMICA di DALTON (1808) La materia è costituita da atomi indivisibili e indistruttibili Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà chimiche Atomi di elementi diversi hanno masse diverse e proprietà chimiche diverse Gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli dando origine a composti Fine 800-inizio 900 demolizione della teoria atomica di Dalton 6

7 Dopo la scoperta degli elettroni, essendo l atomo neutro, si ipotizzò che esistessero delle cariche positive, i protoni l esistenza del nucleo l esperimento di Rutheford 7

8 Modello atomico di Rutherford Nucleo contenente particelle cariche positivamente (protoni) ed altre particelle (neutroni) Elettroni, che ruotano intorno al nucleo Modello planetario con un nucleo contenente i protoni e gli elettroni che ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al sole (nuvola elettronica). Ipotizzata esistenza dei neutroni. 8

9 Gli atomi e le molecole esistono davvero! Immagine ottenuta con un microscopio a scansione a effetto tunnel (STM) di un singolo atomo di Xenon depositato su una superficie di Nickel(110) La data celebrativa del nuovo millennio è stata ottenuta posizionando 47 molecole di ossido di carbonio, CO, su una superficie di rame, mediante tecniche di microscopie a sonda9

10 Struttura atomica: le particelle fondamentali ATOMO: particella neutra a forma sferica con al centro un piccolissimo nucleo positivo Atomo r a 10-8 cm elettroni (e - ) nucleo (r nucl cm) I nucleoni sono le particelle che costituiscono il nucleo atomico e quindi comprendono sia i protoni che i neutroni. Essi sono tenuti insieme da forze di scambio che non sono né di natura elettrostatica, né gravitazionale, ma che sarebbero generate da uno scambio continuo tra i nucleoni di mesoni π (chiamai anche pioni) di tipo diverso. Questi ultimi sono particelle con massa volte quella dell elettrone protoni (p + ) quarks neutroni (n) quarks 10

11 Struttura atomica Le dimensioni degli atomi 1 nm (nanometro) = 10 9 m 1 Å (Ångstrom) = m 1 pm (picometro) = m Se il nucleo dell atomo di idrogeno avesse le dimensioni di una palla da tennis, l elettrone si troverebbe ad una distanza di circa 2000 m 11

12 Struttura atomica Le dimensioni degli atomi Esempio: Rame (Cu), Ferro (Fe),... Raggio nucleare Valore sperimentale: r nucl 10-4 Å r at /r nucl (in alcuni casi anche ) 1 cm 12

13 Struttura atomica: le particelle fondamentali Particella Massa Carica simbolo SI (g) atomica SI (C) atomica e p n unità di carica atomica: C unità di massa atomica: g massa elettrone 1836 volte < massa protone Nel NUCLEO è concentrata la MASSA dell atomo 13

14 La struttura dell atomo Numero atomico (Z) = numero di protoni (corrisponde anche al numero di elettroni essendo gli atomi neutri). Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni= numero nucleoni Carica nucleare (+ Z) A - Z = numero dei neutroni Atomi con uguale numero atomico Z hanno uguali proprietà chimiche, sono classificati come atomi dello stesso elemento e identificati dallo stesso simbolo chimico 14

15 La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi Nuclide Una specie atomica caratterizzata da una ben determinata composizione del nucleo Per scrivere un nuclide occorre: simbolo elemento (X) Z (in basso a sinistra) A (in alto a sinistra) A Z X Esempio: nuclide elemento azoto 14 7 N Z = 7 A = 14 A-Z = 7 7 p +, 7 e -, 7 n; carica nucleare: +7 15

16 La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi Isotopi Nuclidi di uno stesso elemento (isos topos = stesso posto), quindi con uguale numero atomico Z ma diverso numero di massa A e quindi diverso numero di neutroni 12 C C 6 13 C 14 C Isobari Nuclidi di elementi diversi, quindi con diverso numero atomico Z ma con uguale numero di massa A (isos baros = stesso peso) 16 O O 8 17 O 18 O Fe Cr

17 La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi Tutti gli isotopi di un elemento hanno lo stesso nome. Fa eccezione l idrogeno: H = H = idrogeno 1 H = D = deuterio 1 H = T = trizio L idrogeno naturale contiene il % di H, lo 0.015% di D ed una percentuale pressoché inapprezzabile di T. Le proprietà chimiche e chimico-fisiche dipendono solo dal numero di elettroni (e quindi da Z) e conseguentemente diversi isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche e chimico-fisiche. Fanno eccezione gli isotopi degli elementi leggeri, in particolare dell idrogeno: H 2 O p.f C p.e C ad 1 atm D 2 O p.f C p.e C ad 1 atm Esistono elementi come F, Al e P che hanno un solo isotopo 17

18 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 Ne (90.51%) Ne (0.27%) Ne (9.22%) Quando si indica un elemento con il solo simbolo (Ne) ci si riferisce alla sua miscela isotopica naturale. Nuclidi conosciuti ad oggi 2200 Nuclidi stabili (naturali) 270 Stabilità Numero PROTONI (Z) Numero NEUTRONI (A-Z) Processo di decadimento radioattivo è un processo di trasformazione di un nuclide in un altro nuclide (stabile o meno) con emissione di PARTICELLE e a volte di radiazione elettromagnetica. Legami chimici, stato di aggregazione, P, T, campi elettrici e campi magnetici NON influenzano i processi di 18 decadimento radioattivo.

19 IONI In particolari condizioni e senza alterare la composizione del nucleo, un atomo può perdere o acquistare elettroni, diventando così una specie elettricamente carica detta ione. Un atomo che perde uno o più elettroni diventa carico positivamente, ovvero uno ione positivo (catione). Un atomo che acquista uno o più elettroni diventa carico negativamente, ovvero uno ione negativo (anione). Simbologia: simbolo dell elemento, carica ionica (numero di cariche + o ) in alto a destra. ESEMPI: Na + Al 3+ O 2 Cl 19

20 Massa atomica Le masse atomiche assolute degli atomi si possono determinare sperimentalmente con la spettrometria di massa. I valori sono molto piccoli: H 1.66 x g Fe 9.30 x g 1961 definita scala unificata delle masse atomiche Unità di Massa Atomica (u.m.a.) 1 u.m.a. = 1 / 12 della massa assoluta di 12 C = 1 / g = g Con questa unità di misura sono state tabulate le masse atomiche relative (M r ). M r = massa atomica assoluta (g) dell isotopo massa (g) corrispondente all unità di massa atomica 20

21 Massa atomica (peso atomico) g M 12 r C = = g M r 23 Na = g g = Elementi in natura miscele di diversi isotopi Massa atomica media relativa di un elemento Quale massa riportiamo nella tavola periodica???? La media pesata delle masse atomiche relative degli isotopi costitutivi (peso atomico) M E = Mi p 100 C (98.89%) M = i i M = E massa atomica media dell elemento M i = massa atomica dell isotopo i-esimo; p i = abbondanza relativa dell isotopo i esimo (%) 13 C (1.11%) M = x x 1.11 M C = =

22 I pesi atomici degli elementi sono tabulati nella tavola periodica degli elementi Numero atomico Simbolo Peso atomico Metallo Semimetallo Non metallo 22

23 FORMULE CHIMICHE Le specie chimiche si rappresentano sinteticamente con delle notazioni dette formule chimiche. Le formule chimiche indicano quali elementi sono presenti in una data specie chimica (o quale elemento, nel caso di una specie elementare) e in quali rapporti essi si trovano. ESEMPI: H 2 O S 8 C 2 H 6 O CaSO 4 L informazione qualitativa è contenuta nei simboli degli elementi costituenti la specie chimica, mentre l informazione quantitativa è data dagli indici numerici che indicano i rapporti di combinazione (coefficienti stechiometrici). Quando l indice è 1, per semplicità si omette. 23

24 Massa molecolare (peso molecolare) Le molecole sono aggregati poliatomici, vengono rappresentate da una formula chimica che fornisce una descrizione della composizione in maniera qualitativa e quantitativa massa molecolare somma delle masse atomiche degli atomi presenti in una sua molecola Alcol etilico (C 2 H 6 O) M C 2H6O = 2 M C + 6 M H + M O = = =

25 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 (smbolo mol) Quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni, molecole, ecc.) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di 12 C, il cui valore corrisponde ad N A Numero di Avogadro N A = entità/mol 25

26 Mole n atomi 12 C in 1 mole = g massa di 1 atomo 12 C = 12,0000 g 12 1, g n atomi 12 C in 1 mole = 6, mole Fe contiene un numero N A di atomi di Fe 1 mole di H 2 O contiene un numero N A di molecole di H 2 O Massa molare di una sostanza La massa di una mole di atomi o di molecole si dice massa molare ed è espressa in g/mol Come conseguenza della definizione di mole, la massa molare è numericamente uguale alla massa atomica (per gli elementi) o alla massa molecolare (per i composti). 26

27 Verifica. 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 = g mol -1 numericamente uguale alla massa molecolare (18.02) Analogamente per gli elementi, essendo M Ca = 40.08, 1 mole di Ca (N A atomi) pesa g 27

28 CALCOLO DEL NUMERO DI MOLI Il numero di moli contenuto nella massa (in g) di una certa quantità di sostanza è dato da: n (mol) = m (g) M (g mol -1 ) Il numero di particelle elementari contenute nella quantità di una certa sostanza sarà pari a: numero particelle = n (mol) N A (mol 1 ) ESEMPIO: Quante moli e quanti atomi sono contenuti in g di sodio? La massa molare del sodio, numericamente pari al suo peso atomico, è g mol 1 n (mol) = g / g mol 1 = mol 28 numero di atomi di sodio = mol mol -1 =

29 Massa molare (di un elemento o di un composto) Stessa massa Diverso numero di moli Per vedere questa immagine occorre QuickTime e un decompressore Animation. Diversa massa Uguale numero di moli 29

30 C LA MASSA MOLARE S n = 1 mole Cu Pb Hg 30

31 Massa molare (di un elemento o di un composto) n = 1 mole Per vedere questa immagine occorre QuickTime e un decompressore Animation. 18 g di acqua 180 g di glucosio 46 g di alcol etilico 342 g di saccarosio 31